تدريبات تفاعلية على الدرس

📌 قاموس المصطلحات والمفاهيم العلمية الدقيقة:

⚖️ القوانين والعلاقات الرياضية والفيزيائية الحاكمة:

🔍 الشرح والتحليل المستفيض وتفسيرات علل والاستنتاجات:

★ كتاب الشرح والتفصيل العلمي الشامل المعتمد ★

كتاب الشرح المفصل: الكيمياء الكهربية المتقدمة: التحليل الكهربي، قوانين فاراداي الحسابية، وتطبيقات الطلاء واستخلاص الألومنيوم وتنقية النحاس

الكيمياء | الصف الثالث الثانوي (الثانوية العامة) | 2026/2027 | الباب الرابع - الكيمياء الكهربية

🎯 أهداف التعلم والمخرجات التعليمية المقررة بالتفصيل:

• إتقان المفاهيم الرياضية لقوانين فاراداي الأول والثاني والحسابات الكهروكيميائية الشاملة.

• استيعاب ميكانيكية التحليل الكهربي للمصاهير والمحاليل وتنافس جهود الأكسدة والاختزال.

• فهم التطبيقات الصناعية الثلاثة: الطلاء، استخلاص الألومنيوم، وتنقية النحاس إلى 99.95%.

◄ أولاً: بنية الخلية الإلكتروليتية وميكانيكا التحليل الكهربي للمصاهير والمحاليل

تُمثل الخلايا الإلكتروليتية المحرك الكهربي للتفاعلات الكيميائية الإجبارية، وتتكون تشريحياً من: إناء عازل يحتوي على إلكتروليت (سائل موصل للتيار يحتوي على أيونات حرة الحركة)، وقطبين موصلين مغمورين في الإلكتروليت يتصلان بمصدر تيار مستمر (بطارية ذات جهد يفوق جهد الخلية الانعكاسي قليلاً): 1) القطب الموجب (الأنود - المصعد): يتصل بالقطب الموجب للبطارية وتفقد عنده الإلكترونات؛ فتحدث عنده عملية 'الأكسدة' إما لآنيونات الإلكتروليت السالبة التي تنجذب إليه أو لمادة القطب ذاته إذا كان قطباً نشطاً (كالنحاس أو الفضة).

2) القطب السالب (الكاثود - المهبط): يتصل بالقطب السالب للبطارية وتكتسب عنده الإلكترونات؛ فتحدث عنده عملية 'الاختزال' للكاتيونات الموجبة التي تنجذب إليه لتكتسب الإلكترونات وتترسب كذرات فلزية أو تتصاعد كغازات.

• ويختلف ناتج التحليل الكهربي جوهرياً بين المصاهير والمحاليل المائية: أ- في المصهور (كتحليل مصهور NaCl): لا يوجد سوى أيونات الملح فقط؛ فتختزل كاتيونات Na+ عند الكاثود مكونة فلز الصوديوم السائل، وتتأكسد آنيونات Cl- عند الأنود متصاعدة كغاز الكلور Cl2.
• ب- في المحاليل المائية: يحدث تنافس بين أيونات الملح وأيونات الماء (H+ و OH-)؛ وعند الكاثود يختزل الأيون ذو 'جهد الاختزال الأعلى' (فمثلاً يختزل H+ ويتصاعد غاز الهيدروجين بدلاً من الصوديوم لأن جهد اختزال الهيدروجين أعلى بكثير من الصوديوم الذي يفضل البقاء ذائباً)، وعند الأنود يتأكسد الأيون ذو 'جهد التأكسد الأعلى'.

شكل توضيحي (شكل 1 - تركيب الخلية الإلكتروليتية وتجربة طلاء ملعقة بالفضة.png): الرسم التخطيطي الكامل لخلية الطلاء الكهربي وتوصيل الملعقة بالكاثود والفضة بالأنود

◄ ثانياً: قوانين فاراداي للتحليل الكهربي والاستنتاج الرياضي لمكافئ الكهربية

أرسى العالم الإنجليزي مايكل فاراداي عام 1834 القوانين الكمية الحاكمة للعلاقة بين الكهربية والمادة: 1) قانون فاراداي الأول: أثبت عملياً أن مضاعفة كمية الكهربية المارة في الخلية (بمضاعفة شدة التيار أو مضاعفة زمن المرور: Q = I · t) تؤدي حتماً لمضاعفة الكتلة المترسبة من الفلز عند الكاثود أو المذابة من الأنود تناسباً طردياً مطلقاً.

2) قانون فاراداي الثاني: عند توصيل عدة خلايا إلكتروليتية متصلة على التوالي (تحتوي على محاليل نترات الفضة AgNO3، كبريتات النحاس CuSO4، وكلوريد الألومنيوم AlCl3) ومرور نفس كمية الكهربية فيها جميعاً، وجد أن كتل الفلزات المترسبة تتناسب طردياً مع كتلها المكافئة الجرامية: الكتلة المكافئة للفضة = 108 / 1 = 108 جم؛ للنحاس = 63.5 / 2 = 31.75 جم؛ وللألومنيوم = 27 / 3 = 9 جم؛ فإذا ترسب 108 جم فضة يترسب معه بالتزامن 31.75 جم نحاس و 9 جم ألومنيوم.

• 3) استنتاج ثابت فاراداي (F = 96,500 C): بما أن شحنة الإلكترون الواحد = 1.602 × 10⁻¹⁹ كولوم، وعدد أفوجادرو لمول الإلكترونات = 6.022 × 10²³ إلكترون؛ فإن شحنة مول كامل من الإلكترونات = (1.602 × 10⁻¹⁹) × (6.022 × 10²³) ≈ 96,485 كولوم، وتقرب حسابياً إلى 96,500 كولوم، وتعرف بـ 'واحد فاراداي' (1F).
• ومن هنا صيغ القانون العام للتحليل الكهربي: يلزم 1F لترسيب كتلة مكافئة جرامية واحدة من أي مادة.

شكل توضيحي (شكل 2 - خلية استخلاص الألومنيوم الصناعية من خام البوكسيت.png): قطاع مجسم في خلية هول-هيرولت لاستخلاص الألومنيوم وأقطاب الكربون وخروج المصهور

◄ ثالثاً: التطبيقات الصناعية الثلاثة الكبرى للكيمياء التحليلية الكهربية

• تُمثل الكيمياء الكهربية عصب الصناعات التعدينية والمعدنية المتقدمة في ثلاثة تطبيقات رئيسية: 1) الطلاء بالكهرباء (Electroplating): ترسيب طبقة فلزية رقيقة ونقية من فلز نفيس (كالذهب أو الفضة أو الكروم والنيكل) على سطح فلز آخر أرخص ثمناً لحمايته من الصدأ والتآكل وإكسابه مظهراً جمالياً براقاً.
• ويتم ذلك بتوصيل الجسم المراد طلاؤه (كمعلقة أو إبريق) بـ 'الكاثود السالب' بعد تنظيفه بدقة، وتوصيل لوح نقي من فلز الطلاء (لوح الفضة) بـ 'الأنود الموجب'، وغمرهما في محلول إلكتروليتي يحتوي على أيونات فلز الطلاء (نترات الفضة AgNO3).
• وعند مرور التيار، يذوب أنود الفضة متأكداً ومعوضاً نقص الأيونات: Ag(s) -> Ag+(aq) + e-، وتترسب الفضة بانتظام على سطح الملعقة عند الكاثود: Ag+(aq) + e- -> Ag(s).

• 2) استخلاص فلز الألومنيوم كهربياً (Extraction of Aluminum): يستخلص الألومنيوم من خامه الرئيسي 'البوكسيت' (Al2O3) بعد إذابته في مصهور 'الكريوليت' (Na3AlF6) المحتوي على قليل من 'الفلورسبار' (CaF2) لخفض درجة انصهار الخليط من 2045°C إلى حوالي 950°C؛ وحديثاً يستبدل الكريوليت بخليط من فلوريدات الألومنيوم والصوديوم والكالسيوم لخفض الانصهار والكثافة لتسهيل هبوط الألومنيوم المصهور لأسفل وقاع الخلية.
• وتبطن الخلية بجرافيت يمثل الكاثود، ويسقط فيها أسطوانات كربون تمثل الأنود.
• وعند التحليل تختزل أيونات Al³⁺ عند الكاثود لتهبط كألومنيوم مصهور يُسحب دورياً: 2Al³⁺ + 6e- -> 2Al(l)؛ وتتأكسد أيونات الأكسجين O²⁻ عند أسطوانات الكربون لتتصاعد كغاز أكسجين يتفاعل مع أقطاب الكربون ويؤكلها مكوناً غازي CO و CO2، ولذلك يجب استبدال أسطوانات الأنود الكربونية دورياً.

• 3) تنقية فلز النحاس كهربياً (Refining of Copper): يحتوي النحاس المستخلص من أفران الصهر على شوائب بنسبة 1% (من الحديد، الخارصين، الرصاص، الذهب، والفضة) تجعل نقاوته 99% وتقلل بشدة من كفاءة توصيله الكهربي.
• ولتنقيته إلى 99.95%، يوصل لوح النحاس غير النقي بالأنود الموجب، وتوصل شريحة رقيقة من النحاس فائق النقاوة بالكاثود السالب، في محلول مائي من كبريتات النحاس CuSO4 وحمض الكبريتيك.
• وعند مرور التيار: تتأكسد ذرات الخارصين والحديد وتذوب في المحلول ولا تترسب عند الكاثود لصعوبة اختزالها؛ بينما تتأكسد ذرات النحاس وتذوب ثم تترسب وحدها عند الكاثود لارتفاع جهد اختزالها؛ أما شوائب الفضة والذهب فتفشل في التأكسد لصغر جهد تأكسدها وتتساقط ككتل صلبة أسفل الأنود وتجمع وتباع لتغطية تكاليف التنقية.

شكل توضيحي (شكل 3 - خلية تنقية النحاس كهربياً وترسيب شوائب الفضة والذهب.png): مخطط التحليل الكهربي لتنقية النحاس غير النقي بالأنود وترسب النحاس النقي 99.95% بالكاثود

◄ رابعاً: المقارنة الشاملة بين الخلايا الجلفانية والخلايا الإلكتروليتية

تُمثل الأنظمة الكهروكيميائية مسارين متقابلين للطاقة: 1) من حيث تحول الطاقة: الخلية الجلفانية تحول الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربية ذاتياً وتعمل كمولد ومصدر للتيار؛ بينما الخلية الإلكتروليتية تستهلك طاقة كهربية خارجية لتحويلها إلى طاقة كيميائية تفاعلية مخزونة.

2) من حيث تلقائية التفاعل: تفاعل الأكسدة والاختزال في الجلفانية تلقائي ذو طاقة حرة سالبة (ΔG < 0) وقوة دافعة كهربية موجبة (Ecell > 0)؛ بينما في الإلكتروليتية تفاعل غير تلقائي إجباري ذو طاقة حرة موجبة (ΔG > 0) وقوة دافعة سالبة (Ecell < 0).

3) من حيث شحنة الأقطاب: في كلتا الخليتين تحدث 'الأكسدة دائماً عند الأنود' وتحدث 'الاختزال دائماً عند الكاثود'؛ ولكن الأنود في الجلفانية سالب (مصدر الإلكترونات) والكاثود موجب؛ بينما الأنود في الإلكتروليتية موجب (متصل بموجب البطارية) والكاثود سالب (متصل بسالب البطارية).

4) من حيث القنطرة الملحية: تحتاج الخلية الجلفانية لقنطرة ملحية للربط ومعادلة الشحنات ومنع تراكمها؛ بينما لا تحتاج الخلية الإلكتروليتية لقنطرة ملحية حيث يغمر القطبان معاً في نفس الوعاء الإلكتروليتي المشترك.

🧮 التطبيقات والمسائل النموذجية المحلولة بالخطوات (Step-by-Step Worked Examples):

مثال نموذجي 1: مسألة كهروكيميائية حسابية شاملة لتطبيق قوانين فاراداي

• نص المسألة / السؤال: أمر تيار كهربي شدته 10 أمبير لمدة 965 ثانية في محلول مائي لكلوريد فلز مجهول MCl3، فترسب عند الكاثود 1.8 جم من الفلز المجهول M.
• احسب: 1) كمية الكهربية المارة بالكولوم وبالفاراداي.
• 2) الكتلة المكافئة الجرامية للفلز.
• 3) الكتلة الذرية الجرامية لهذا الفلز وتعرف على اسمه الكيميائي.

• خطوات الحل والشرح النموذجي: 1) حساب كمية الكهربية Q بالكولوم وبالفاراداي: Q = I × t = 10 A × 965 s = 9,650 C.
• بالفاراداي = 9,650 / 96,500 = 0.1 Faraday (0.1 F).
• 2) حساب الكتلة المكافئة الجرامية للفلز: بما أن 1F (96,500 C) يرسب كتلة مكافئة جرامية واحدة: الكتلة المكافئة = (الكتلة المترسبة × 96,500) / Q الكتلة المكافئة = (1.8 × 96,500) / 9,650 = 1.8 × 10 = 18 جم/مكافئ.
• 3) حساب الكتلة الذرية الجرامية للفلز: بما أن صيغة الكلوريد MCl3، إذن تكافؤ الفلز M ثلاثي (z = 3): الكتلة الذرية = الكتلة المكافئة × التكافؤ = 18 × 3 = 54 جم/مول.
• إذن الفلز المجهول ذو الكتلة الذرية القريبة من 54 هو فلز 'الكروم' Cr (أو الحديد).

مثال نموذجي 2: حساب حجم غاز الأكسجين المتصاعد في خليه التحليل الكهربي للماء

نص المسألة / السؤال: احسب حجم غاز الأكسجين المتصاعد في الظروف القياسية (STP) عند مرور كمية كهربية مقدارها 0.2 فاراداي أثناء التحليل الكهربي للماء المحمض بحمض الكبريتيك.

• خطوات الحل والشرح النموذجي: 1) معادلة تصعيد غاز الأكسجين عند الأنود: 2O²⁻ -> O2 + 4e- بما أن جزيء الأكسجين O2 ثنائي الذرة وتكافؤ الأكسجين ثنائي، فإن تصعيد مول واحد من غاز الأكسجين O2 يتطلب: 2 × 2 = 4 فاراداي (4F).
• 2) إذن 4F تصعد 1 مول من غاز O2.
• عدد مولات الأكسجين الناتجة بمرور 0.2 F = 0.2 / 4 = 0.05 مول من O2.
• 3) حساب حجم الغاز باللتر في معدل الضغط ودرجة الحرارة (STP): حجم الغاز = عدد المولات × 22.4 لتر حجم الأكسجين المتصاعد = 0.05 × 22.4 = 1.12 لتر.

💡 أسرار وتكات التفوق وملاحظات خبير المادة (Expert Notes & Exam Secrets):

★ فخ عدد مولات الغازات ثنائية الذرة في فاراداي: احفظ دائماً أن تصعيد مول واحد من غازات (H2, Cl2) يحتاج 2F؛ بينما تصعيد مول واحد من غاز الأكسجين O2 يحتاج 4F لأن الجزيء يحتوي على ذرتي أكسجين وكل ذرة تكتسب/تفقد إلكترونين.

★ تآكل أقطاب الكربون في استخلاص الألومنيوم: علل دائماً: يجب تغيير أسطوانات الكربون بالأنود دورياً في خلية استخلاص الألومنيوم لأن غاز الأكسجين المتصاعد يتفاعل معها في درجات الحرارة العالية ويحولها لغازي CO و CO2 مسبباً تآكلها المستمر.

★ الذهب والفضة في تنقية النحاس: شوائب الفضة والذهب والبلاتين لا تذوب في المحلول الإلكتروليتي ولا تترسب عند الكاثود لصغر جهد تأكسدها بالمقارنة بالنحاس، فتترسب أسفل الأنود كعجينة غنية تفصل اقتصادياً.

🌍 التطبيقات الحياتية والصناعية والتكنولوجية (Real-World Applications):

✔ الإنتاج الصناعي لغاز الكلور والصودا الكاوية بخلية الغشاء: التحليل الكهربي للمحلول الملحي المركز لكلوريد الصوديوم لإنتاج ملايين الأطنان سنوياً من غاز الكلور للتعقيم وهيدروكسيد الصوديوم لصناعة الصابون والورق والحرير الصناعي.

✔ الأنودة السطحية للألومنيوم (Anodizing): إحداث أكسدة كهربية متحكم فيها لأسطح الألومنيوم لتكوين طبقة ميكروسكوبية مسامية صلبة من أكسيد الألومنيوم تمتص الصبغات الملونة وتمنع الخدش وتستخدم في تشطيب واجهات المباني والأجهزة الذكية.