نام و نام خانوادگی:محمد مهدی محمودی وند                                                          تاریخ:04/12/1392

عنوان آزمایش:پیل های الکتروشیمیایی

هدف آزمایش:تشکیل یک پیل و اندازه گیری نیروی محرکه ی آن

مواد و ابزار لازم:تیغه روی ، تیغه مس ، محلول 1M روی سولفات ، محلول 1M مس(اا)سولفات ، محلول سیرشده آمونیوم نیترات ، سیم مسی ، پشم شیشه ، دو عدد بشر ، لوله U شکل ، ولت متر

تئوری آزمایش:

پیل الکتروشیمیایی

پیل الکتروشیمیایی (به انگلیسی: Electrochemical cell) پیلی است که در آن در اثر واکنش شیمیایی، جریان الکتریکی تولید می‌شود یا واکنشی شیمیایی بوسیله انرژی الکتریکی انجام می‌شود. باتری‌های ۵/۱ ولت معمولی نمونه‌ای از یک پیل الکتروشیمیایی‌اند. (گرچه که به بیان درست‌تر یک .)

پیل الکتروشیمیایی چهار بخش دارد:

آند: که در آن واکنش آندی رخ می‌دهد.

کاتد: که در ان واکنش کاتدی رخ می‌دهد. کاتد بخشی از سطح است که هدایت الکتریکی‌اش بالا باشد وقابلیت انجام واکنش آن بالا باشد. برای مثال در گرافیتهایسطح کاتداند.

الکترولیت: که برای رخ دادن واکنش بین آند و کاتد است و باید هدایت الکتریکی‌اش بالا باشد. الکترولیت می‌تواند محلول ۰۰۰۱/۰ نمک خوراکی یا محلول نمکین آب دریا باشد.

پل: که بین آند و کاتد اتصال الکتریکی برای جابجایی الکترون برقرار می‌کند.

در پیل الکتروشیمیایی بایستی سرعت زایش و گیرش الکترونبرابر باشد.

مقدمه

هنگامی که چراغ قوه را روشن کنید یا برای روشن شدن خودرو استارت می‌زنید از انرژی الکترکی استفاده می‌کنید. این انرژی توسط دسته‌ای از واکنشهای شیمیایی فراهم می‌شود که در باتریهاروی می‌دهد. مطالعه شیمی باتریها و مباحثی برقکافت ، آبکاری، فلز گری و از همه مهمتر خوردگی که در چالش برانگیزترین مسأله در جوامع صنعتی امروز به شمار می‌آید همگی در نتیجه واکنشهای الکتروشیمیای مطرح می‌شوند.

تاریخچه

الکساندر ولتا (1827 - 1745) فیزیکدان ایتالیایی و مخترع اولین باتری است که اکنون پیل ولتا نامیده می‌شود. این پیل شامل صفحات متناوبی از مس و روی است که توسط صفحات مقوایی نازک که در محلول نمکی غوطه‌ورند از هم جدا شده‌اند، بخاطر کمک او به علم الکتریسیته ، واحد اختلاف پتانسیل الکتریکی (ولت) به نام اوست.

نقش و تأثیر در زندگی

باتریهای خشک در زندگی روزمره برای مصارف گوناگون بکار می‌روند، سلولهای انباره‌ای که شامل باتری خودرو باشند برای راه اندازی اتومبیلها بکار می‌روند، از باتریهای نیکل - کادمیم در ابزاری مانند تلفن بی سیم، رایانه‌های قابل حمل (لپ تاپ) ، تلفن همراه و ماشینهای اصلاح استفاده می‌شود و سلولهای سوختی برای تأمین برق و آب آشامدنی فضاپیمااستفاده می‌شود و برای تأمین برق بیمارستانها و به تازگی تأمین نیروی محرکه وسایل نقلیه سنگین و سبک هم استفاده می‌شود. خوردگی سالانه خسارات زیادی در صنعت به بار می‌آورد.

ساختار یا ساختمان

یک پیل الکتروشیمیایی از دو الکترود جریان به نام الکترود کاتد و آند تشکیل یافته است، به هر یک از این الکترودها که در محلول الکترولیت قرار گرفته‌اند و محلولهای الکترولیتی در صورت متفاوت بودن از نظر ترکیب شیمیایی توسط یک پیل نمی که لوله‌های شیشه‌ای نعلی شکل پر شده از محلول غلیظ یک الکترولیت قدیمی باشند و یا یک دیواره متخلخل (نظیر شیشه گداخته و یا چینی و سرامیک بدون لعاب) باهم ارتباط دارند. پیهای الکتروشیمیایی بطور قرار دادی به دو نوع پیل گالوانیک (ولتایی) و الکترولیزی تقسیم می‌شوند.

طرز کار و مکانیزم کار

پیلهای الکتروشیمیایی با واکنشهای اکسایش - کاهش: واکنشهای اکسایش- کاهش عبارتند از انتقال الکتروناز یک واکنشگر به واکنشگر دیگری. واکنش اکسایش - کاهش از دو نیم واکنش تشکیل یافته است، نیم واکنشی که در آن واکنشگر الکترون از دست می‌دهد نیم واکنش اکسید است و در آند رخ می‌دهد و واکنشگر را کاهنده یا احیا کننده پیلهای الکتروشیمیایی می‌نامند. نیم واکنشی که در آن واکنشگر الکترون می‌گردد، نیم واکنش احیا یا کاهش می‌باشد و در کاتد رخ می‌دهد و واکنشگر را اکسید کننده یا اکسنده می‌نامند و پتانسیل واکنش را می‌توان با استفاده از معادله ارنست محاسبه کرد.

کاربردها

از پیلهای الکتروشیمیایی می‌توان در موارد زیر استفاده نمود:

• ·        تعیین PH محیط واکنش و ثابت تعادل واکنش
• ·        در صنعت نانو برای رسوب گیری مواد بر روی الکترودها
• ·        در ساخت و کاربرد حسگرها مورد استفاده در تشخیص و اندازه گیری گونه‌های زیستی یعنی زیست حسگرها
• ·        در صنعت پزشکی برای رسم الکتروکار دیاگرام

چشم انداز و آینده بحث

مواد قابل سنجش متعددی در هوا ، آب ، خاک و دیگر تشکیل دهنده‌های محیط زیست وجود دارد و هر روز بر تعداد اینگونه مواد افزوده می‌شود. ضرورت اندازه گیری آلاینده‌هایی نظیر انواع حشره کشها ، کودهای شیمیایی ، زباله‌ها و پسابهای صنعتی و خانگی بر کسی پوشیده نیست. با استفاده از پیلها و اندازه گیری پتانسیل آنها به ویژه زیست حسگرها می‌توان کلیه امور را در مدت زمان کم و به آسانی انجام داد. 

پیل الکتروشیمیایی چیست؟

پیل الکتروشیمیایی در حقیقت از دو نیم پیل شیمیایی تشکیل شده است که یک پل نمک بین آنها برقرار شده است. یک پیل الکتروشیمیایی هم قادر است تولید جریان الکتریسیته کند و هم می تواند به کمک جریان الکتریسیته واکنش های شیمیایی را تسهیل و تسریع کند. معمول ترین پیل الکتروشیمیایی که همه با آن سر و کار داشته اند انواع باتری است.

همانطور که گفتیم هر پیل از دو نیم پیل تشکیل شده است و هر نیم پیل دارای یک الکترود است و دارای یک الکترولیت است. ممکن است هر دو نیم پیل از یک الکترولیت استفاده کنند یا هر نیم پیل الکترولیت جداگانه ای داشته باشد. در واکنش های شیمیایی که در یک پیل الکتروشیمیایی رخ می دهد الکترولیت، الکترود یا حتی یک جسم خارجی می تواند شرکت کند. در یک پیل الکتروشیمیایی کامل موادی از یک نیم پیل الکترون خود را به الکترود می دهند (اکسیداسیون) در حالیکه موادی از نیم پیل دیگر از الکترود خود الکترون دریافت می کنند. برای ایجاد یک ارتباط یونی بین دو نیم پیل و جلوگیری از مخلوط شدن دو محلول و انجام واکنش های جانبی از یک پل نمکی استفاده می شود. وقتی که الکترون از یک نیم پیل به نیم پیل دیگر انتقال می یابد اختلاف پتانسیل بین آن دو ایجاد می شود و این اختلاف پتانسیل مانع از ادامه جریان الکترون می شود و این پل نمکی است که اجازه می دهد یون ها بین این دو نیم پیل منتقل شوند و تعادل برقرار شود و در عین حال محتویات دو نیم پیل با یکدیگر مخلوط نشود. را حل دیگر که برای جلوگیری از مخلوط شدن دو محلول استفاده می شود استفاده از حلال های ژلاتینی و ظرف های متخلخل است. در باتری های بونزن از ظرف متخلخل برای باطری استفاده شده است.

تعادل واکنش ها در پیل ها

هر نیم پیل یک مشخصه ولتاژی دارد. با توجه به نوع موادی که در ساخت یک پیل استفاده می شود اختلاف پتانسیل یا ولتاژهای متفاوتی بین دو نیم پیل بوجود خواهد آمد. هر واکنش شیمیایی تمایل دارد به تعادل برسد که این تعادل در حالت اکسیداسیون یون ها رخ می دهد وقتی که پیل به تعادل شیمیایی رسید نمی توان ولتاژ بیشتری از آن گرفت.

با توجه به الکترود هایی که در ساخت پیل مورد استفاده قرار می گیرد می توان پیش بینی کرد که ولتاژ هر سلول یک باتری چقدر است. سلول باتری ها به صورت استاندارد معمولا ولتاژی بین ۰ تا ۶ ولت دارند. سلول باتری هایی که الکترولیت آنها پایه آب دارند معمولاً ولتاژی زیر ۲٫۵ ولت دارند چون خاصیت اکسیداسیون بالا که در سلول های با ولتاژ بالا وجود دارد احتمال رخ دادن فعل و انفعال شیمیایی نا خواسته بین آب و دیگر محتویات سلول باتری افزایش می یابد.

باتری ها می توانند قابل شارژ یا غیر قابل شارژ باشند که در نوع قابل شارژ مسیر واکنش شیمیایی در باتری به کمک انرژی الکتریسیته معکوس می شود و به این ترتیب انرژی در این باتری ها ذخیره می شود یا اصطلاحا باتری شارژ می شود. قدیمی ترین باتری های قابل شارژ باتری های اسیدی-سربی هستند. این باتری ها نیازی به یک محفظه در بسته با آب بندی کامل ندارند و به همین دلیل بسیار مورد استفاده قرار گرفته اند فقط باید در محیطی که باتری وجود دارد تهویه به درستی انجام شود تا گاز هیدروژنی که توسط این باتری ها هنگام شارژ  تولید می شود خارج شود و از خطر انفجار جلوگیری شود. همچنین این باتری ها به نسبت مقدار الکتریسیته ای که تولید می کنند بسیار سنگین هستند. اما به دلیل هزینه ساخت پایین و قدرت تحمل اضافه جریان های بالا  به وفور در صنعت مورد استفاده قرار می گیرند.

یکی دیگر از انواع باتری های قابل شارژ باتری های نیکل کادمیوم NiCd ، نیکل متال هادراید NiMH و لیتیوم یون Li-ion هستند که باتری های لیتیوم یون قسمت بزرگی از بازار را به خود اختصاص داده اند. اما باتری های نیکل متال مدتی است که جایگزین باتری های نیکل کادمیوم شده اند البته هنوز باتری های نیکل کادمیوم در مصارفی مانند تجهیزاتی که به توان بالا نیاز دارند یا تجهیزات پزشکی مورد استفاده قرار می گیرند.

 در باتری های غیر قابل شارژ می توان انرژی بیشتری ذخیره کرد اما نمی توان مسیر واکنش شیمیایی را به سادگی معکوس کرد و باید پس از اتمام عمر باتری آنرا بازیافت نمود. همچنین این باتری ها بلافاصله بعد از اسمبل شدن قابل استفاده هستند.

الکتروشيمي

الکتروشیمی شاخه‌ای از شیمی‌فیزیک است که به بررسی واکنش‌های شیمیایی می‌پردازد که در اثر عبور جریان الکتریکی انجام می‌شوند و یا انجام یافتن آن‌ها سبب ایجاد جریان الکتریکی می‌شود. مباحث اصلی آن عبارت‌اند از:
اکسایش-کاهش
• سلول گالوانی (که پیل الکتروشیمیایی و خوردگی را نیز در بر می‌گیرد)
• برق‌کافت (که آبکاری، پالایش الکتریکی فلزها و تهیهء مواد به روش برق‌کافت را نیز در بر می‌گیرد)

اکسایش-کاهش

واکنشی است که در آن دست کم عدد اکسایش یک عنصر تغییر می‌کند

سلول گالوانی

سامانه‌ای است که در آن واکنش اکسایش-کاهش انجام می‌شود و انتقال الکترون این واکنش از راه یک مدار صورت می‌گیرد تا بخش بزرگی از انرژی اکسایش-کاهش به شکل انرژی الکتریکی در اختیار باشد.

برقکافت

فرایند تجزیه شدن یک الکترولیت مذاب یا محلول الکترولیت در اثر عبور جریان برق برق‌کافت (الکترولیز) نام دارد.
تمام واکنشهاي شيميايي ، اساسا ماهيت الکتريکي دارند، زيرا الکترونها در تمام انواع پيوندهاي شيميايي (به راههاي گوناگون) دخالت دارند. اما الکتروشيمي بيش از هر چيز بررسي پديده‌هاي اکسايش- کاهش است. روابط بين تغيير شيميايي و انرژي الکتريکي ، هم از لحاظ نظري و هم از لحاظ عملي حائز اهميت است.
از واکنشهاي شيميايي می‌توان براي توليد انرژي الکتريکي استفاده کرد (در سلولهايي که سلولهاي ولتايي يا سلولهاي گالواني ناميده می‌شوند) و انرژي الکتريکي را می‌توان براي تبادلات شيميايي بکار برد (در سلولهاي الکتروليتي). علاوه بر اين ، مطالعه فرايندهايي الکتروشيميايي منجر به فهم و تنظيم قواعد آنگونه از پديده‌هاي اکسايش - کاهش که خارج از اينگونه سلولها روي می‌دهند، نيز می‌شود. با برخي فرايندهاي الکتروشيميايي آشنا می‌شويم.

رسانش فلزي:

جريان الکتريکي ، جاري شدن بار الکتريکي است. در فلزات ، اين بار بوسيله الکترونها حمل می‌شود و اين نوع رسانش الکتريکي ، رسانش فلزي ناميده می‌شود. با بکار بردن يک نيروي الکتريکي که توسط يک باتري يا هر منبع الکتريکي ديگر تامين می‌گردد، جريان الکتريکي حاصل می‌شود و براي توليد جريان الکتريکي ، يک مدار کامل لازم است. تشبيه جريان الکتريسيته به جريان يک مايع ، از قديم متداول بوده است. در زمانهاي گذشته ، الکتريسيته به‌صورت جرياني از سيال الکتريکي توصيف می‌شد.
قراردادهاي قديمي که سابقه آنها ممکن است به “بنجامين فرانکلين” برسد و پيش از آن که الکترون کشف شود، مورد پذيرش بوده است، بار مثبتي به اين جريان نسبت می‌دهد. ما مدارهاي الکتريکي را با حرکت الکترونها توجيه خواهيم کرد. اما بايد به خاطر داشت که جريان الکتريکي بنا به قرارداد بطور اختياري مثبت و به صورتي که در جهت مخالف جاري می‌شود، توصيف می‌گردد.
جريان الکتريکي برحسب آمپر (A) و بار الکتريکي برحسب (C) کولن اندازه گيري می‌شود. کولن ، مقدار الکتريسيته است که در يک ثانيه با جريان 1 آمپر از نقطه‌اي می‌گذرد: 1C = 1A.S و 1A = 1C/S . جريان با اختلاف پتانسيل الکتريکي که بر حسب ولت اندازه گيري می‌شود، در مدار رانده می‌شود. يک ولت برابر يک ژول بر کولن است. 1V = 1J/C يا 1V.C = 1J . يک ولت لازم است تا يک آمپر جريان را از مقاومت يک اهم بگذراند. I=ε/R يا ε=IR

رسانش الکتروليتي:

رسانش الکتروليت ، هنگامي صورت می‌گيرد که يونهاي الکتروليت بتوانند آزادانه حرکت کنند، چون در اين مورد ، يونها هستند که بار الکتريکي را حمل می‌کنند. به همين دليل است که رسانش الکتروليتي ، اساس توسط نمکهاي مذاب و محلولهاي آبي الکتروليتها صورت می‌گيرد. علاوه بر اين ، براي تداوم جريان در يک رساناي الکتروليتي لازم است که حرکت يونها با تغيير شيميايي همراه باشد. منبع جريان در يک سلول الکتروليتي ، الکترونها را به الکترود سمت چپ می‌راند.
بنابراين می‌توان گفت که اين الکترود ، بار منفي پيدا می‌کند. اين الکترونها از الکترود مثبت سمت راست کشيده می‌شوند. در ميدان الکتريکي که بدين ترتيب بوجود می‌ايد، يونهاي مثبت يا کاتيونها به طرف قطب منفي يا کاتد و يونهاي منفي يا آنيونها به طرف قطب مثبت يا آند جذب می‌شوند. در رسانش الکتروليتي ، بار الکتريکي بوسيله کاتيونها به طرف کاتد و بوسيله آنيونها که در جهت عکس به طرف آند حرکت می‌کنند، حمل می‌شود.
براي اين که يک مدار کامل حاصل شود، حرکت يونها بايد با واکنشهاي الکترودي همراه باشد. در کاتد ، اجزاي شيميايي معيني (که لازم نيست حتما حامل بار باشند) بايد الکترونها را بپذيرند و کاهيده شوند و در آند ، الکترونها بايد از اجزاي شيميايي معيني جدا شده ، در نتيجه آن ، اجزا اکسيد شوند. الکترونها از منبع جريان خارج شده ، به طرف کاتد رانده می‌شوند.

عوامل موثر بر رسانش الکتروليتي

رسانش الکتروليتي به تحرک يونها مربوط می‌شود و هر چند که اين يونها را از حرکت باز دارد، موجب ايجاد مقاومت در برابر جريان می‌شود. عواملي که بر رسانش الکتروليتي محلولهاي الکتروليت اثر دارند، عبارتند از : جاذبه بين يوني ، حلال پوشي يونها و گرانروي حلال. انرژي جنبشي متوسط يونهاي ماده حل شده با افزايش دما زياد می‌شود و بنابراين مقاومت رساناهاي الکتروليتي ، بطور کلي با افزايش دما کاهش می‌يابد. يعني رسانايي زياد می‌شود. به‌علاوه ، اثر هر يک از سه عامل مذکور با زياد شدن دما کم می‌شود.

الکتروليز (برقکافت):

الکتروليز يا برقکافت سديم کلريد مذاب ، يک منبع صنعتي تهيه فلز سديم و گاز کلر است. روشهاي مشابهي براي تهيه ديگر فلزات فعال ، مانند پتاسيم و کلسيم بکار می‌روند. اما چنانکه بعضي از محلولهاي آبي را برقکافت کنيم، آب به جاي يونهاي حاصل از ماده حل شده در واکنشهاي الکترودي دخالت می‌کند. از اينرو ، يونهاي حامل جريان لزوما بار خود را در الکترودها خالي نمی‌کنند. مثلا در برقکافت محلول آبي سديم سولفات ، يونهاي سديم به طرف کاتد و يونهاي سولفات به طرف آند حرکت می‌کنند، اما بار اين هر دو يون با اشکال تخليه می‌شود.
بدين معني که وقتي عمل برقکافت بين دو الکترود بی‌اثر در جريان است، در کاتد ، گاز هيدروژن بوجود می‌ايد و محلول پيرامون الکترود ، قليايي می‌شود:
2H2O + 2e → 2OH- + H2(g)
يعني در کاتد ، کاهش صورت می‌گيرد، ولي به جاي کاهش سديم ، آب کاهيده می‌شود. بطور کلي ، هرگاه کاهش کاتيون ماده حل شده مشکل باشد، کاهش آب صورت می‌گيرد. اکسايش در آند صورت می‌گيرد و در برقکافت محلول آبي Na2SO4 ،
آنيونها (2-SO4) که به طرف آند مهاجرت می‌کنند، به‌سختي اکسيد می‌شوند:
2SO42- → S2O42- + 2e
بنابراين ترجيهاً اکسايش آب صورت می‌گيرد:
2H2O → O2(g) + 4H+ + 4e
يعني در آند ، توليد گاز اکسيژن مشاهده می‌شود و محلول پيرامون اين قطب ، اسيدي می‌شود. بطور کلي هرگاه اکسايش آنيون ماده حل شده مشکل باشد، آب در آند اکسيد می‌شود. در الکتروليز محلول آبي NaCl ، در آند ، يونهاي -Cl اکسيد می‌شوند و گاز Cl2 آزاد می‌کنند و در کاتد ، احياي آب صورت می‌گيرد. اين فرايند ، منبع صنعتي براي گاز هيدروژن ، گاز کلر و سديم هيدروکسيد است:
2H2O + 2Na+ + 2Cl- → H2(g) + 2OH- + 2Na+ + Cl2

سلولهاي ولتايي:

سلولي که به‌عنوان منبع انرژي الکتريکي بکار می‌رود، يک سلول ولتايي يا يک سلول گالواني ناميده می‌شود که از نام “آلساندرو ولتا” (1800) و “لوئيجي گالواني” (1780) ، نخستين کساني که تبديل انرژي شيميايي به انرژي الکتريکي را مورد آزمايش قرار دادند، گرفته شده است. واکنش بين فلز روي و يونهاي مس II در يک محلول ، نمايانگر تغييري خود به خود است که در جريان آن ، الکترون منتقل می‌شود.
(Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s
مکانيسم دقيقي که بر اساس آن انتقال الکترون صورت گيرد، شناخته نشده است. ولي می‌دانيم که در آند ، فلز روي اکسيد می‌شود و در کاتد ، يونهاي Cu+2 احيا مي شود و به ترتيب يونهاي Zn+2 و فلز Cu حاصل می‌شود و الکترونها از الکترود روي به الکترود مس که با يک سيم به هم متصل شده‌اند، جاري می‌شوند، يعني از آند به کاتد.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e
(Cu2+(aq)+2e → Cu(s
نيم سلول سمت چپ يا آند ، شامل الکترودي از فلز روي و محلول ZnSO4 و نيم سلول سمت راست يا کاتد ، شامل الکترودي از فلز مس در يک محلول CuSO4 است. اين دو نيم سلول ، توسط يک ديواره متخلخل از هم جدا شده‌اند. اين ديواره از اختلال مکانيکي محلولها ممانعت می‌کند، ولي يونها تحت تاثير جريان الکتريسيته از آن عبور می‌کنند. اين نوع سلول الکتريکي ، سلول دانيل ناميده می‌شود.

نيروي محرکه الکتريکي

اگر در يک سلول دانيل ، محلولهاي 1M از ZnSO4 و 1M از CuSO4 بکار رفته باشد، آن سلول را با نماد گذاري زير نشان می‌دهيم:
(Zn(s) → Zn2+(1M) → Cu2+(1M) → Cu(s
که در آن خطوط کوتاه عمودي ، حدود فازها را نشان می‌دهند. بنابر قرارداد ، ماده تشکيل دهنده آند را اول و ماده تشکيل دهنده کاتد را در آخر می‌نويسيم و مواد ديگر را به ترتيبي که از طرف آند به کاتد با آنها برخورد می‌کنيم، ميان آنها قرار می‌دهيم. جريان الکتريکي توليد شده در يک سلول ولتايي ، نتيجه نيروي محرکه الکتريکي (emf) سلول است که برحسب ولت اندازه گيري می‌شود.
هر چه تمايل وقوع واکنش سلول بيشتر باشد، نيوري محرکه الکتريکي آن بيشتر خواهد بود. اما emf يک سلول معين به دما و غلظت موادي که در آن بکار رفته است، بستگي دارد. emf استاندارد، ˚ε ، مربوط به نيروي محرکه سلولي است که در آن تمام واکنش دهنده‌ها و محصولات واکنش در حالت استاندارد خود باشند. مقادير ˚ε معمولا براي اندازه گيری‌هايي که در ˚25C به عمل آمده است، معين شده است.

الکتروشیمی تعادل

همانطور که انتظار داریم، تغییرات آنتروپی یونها با توانایی یونها در مرتب نمودن مولکولهای آب مجاور خود در محلول مرتبط است. یونهای کوچک با بار زیاد موجب القاء ساختار موضعی در آب مجاور می‌شوند و آنتروپی محلول در مقایسه با یونهای بزرگ و بار کم کاهش بیشتری می‌یابد. مقدار مطلق ، آنتروپی مولی جزئی قانون سوم پروتون در آب با پیشنهاد مدلی برای ساختار القاء شده توسط آن حدس زده شده و ومقدار مورد توافق است. مقدار منفی آب بدین معنی است که پروتون در حلال ایجاد نظم می نماید.

قانون حد دبای - هوکل (Debye - Huckel theory)

برد بلند و قدرت اثرات متقابل کولمبی بین یونها عامل اصلی دور شدن از حالت ایده‌آل در محلولهای یونی بوده و از تمام عوامل دیگر دخیل در غیر ایده آل مهمتر است. این نکته ، اساس نظریه دبای - هوکل در مورد یونی است که توسط پتردبای و اریک هوکل در 1923 ارئه گردید. چون یونها با بارهای مخالف همدیگر را جذب می‌کنند، کاتیونها و آنیونها بطور یکنواخت در محلول توزیع نمی‌شود: بلکه آنیونها بیشتر در نزدیکی کاتیونها یافت می‌شوند و بالعکس. کل محلول از نظر الکتریکی خنثی است، اما در نزدیکی هر یون معین یونهای مخالف اضافی ، یونهایی با بار مخالف وجود دارد.
در هر محدوده زمانی بطور متوسط یونهای مخالف بیشتر از یونهای همنوع از کنار یک یون و در تمام جهات می‌گذرد. این گردمه (Hazi) کروی حول یک یون دارای باری مساوی ولی با علامت مخالف بار یون مرکزی بوده و جویونی نامیده می‌شود. انرژی و در نتیجه پتانسیل شیمیایی هر یون مرکزی در نتیجه اثر متقابل کولنی با جو یونی‌اش کاهش می‌یابد. این کاهش انرژی به صورت اختلاف بین تابع گیبس G و مقدار ایده آل آن ْG ظاهر می‌گردد و با مشخص می‌شود.
این مدل ، منجر به این نتیجه می‌گردد که غلظتهای بسیار کم ضریب فعالیت با استفاده از قانونه حد دبای - هوکل محاسبه می‌گردد.

که در آن Cْ25برای یک محلول آبی می‌باشد. (بطور کلی A به نفوذ پذیری نسبی و دما بستگی دارد) و I قدرت یونی محلول است.

پیلهای الکتروشیمیایی

اکنون با اندازه گیریهای الکتریکی به بررسی واکنشها در محلول می‌پردازیم. دستگاه عمده برای این منظور پیل الکتروشیمیایی است. این پیل از دو الکترود تشکیل شده است، که عبارت است از هدایت کننده‌های فلزی که داخل الکترولیت قرار دارد. یک الکترولیت ، هدایت کننده یونی است (که می‌تواند محلول ، مایع یا جامد باشد). یک الکترود و الکترولیت آن یک بخش الکترودی را تشکیل می‌دهد. دو الکترود ممکن است در یک بخش باشد. چنانچه الکترولیتها مختلف باشد، دو بخش ممکن است در یک بخش باشد.
چنانچه الکترولیتها مختلف باشد، دو بخش ممکن است توسط یک پل نمکی بهم متصل گردد. پل نمکی ، محلول الکترولیتی است که مدار الکتریکی را کامل نموده و پیل را قادر می‌سازد که کار کند. یک پیل الکتروشیمیایی که براثر انجام واکنش خودبخودی داخل آن تولید الکتریسیته نماید، پیل گالوانیک نامیده می‌شود. یک پیل الکتروشیمیایی که از الکتریسیته یک منبع خارجی برای انجام واکنش غیر خودبخودی در داخل آن استفاده شود، پیل الکترولیتی نامیده می‌شود.

انواع پیلها

در ساده‌ترین نوع پیل هر دو الکترود در یک الکترولیت قرار می‌گیرند. در بعضی موارد لازم است که الکترودها در الکترولیتهای مختلف قرار گیرد، مانند پیل دانیل که یک جفت اکسایشی - کاهشی و دیگری می‌باشد. در یک پیل غلظتی الکترولیت دو قسمت الکترودی پیل از کلیه جهات بجز غلظت الکترولیتها کاملا یکسان است. در پیل غلظتی الکترود ، غلظت الکترودها متفاوت است، یا الکترودهای گازی می‌باشد که با فشارهای مختلف کار می‌کند و یا این که از ملغمه‌هایی (محلول در جیوه) با غلظتهای مختلف ساخته شده است.

تشکیل پیل های الکتروشیمی

 دستگاهی که انرژی شیمیایی را به انرژی الکتریکی تبدیل می کند پیل الکتروشیمیایی نام دارد.هر پیل دارای دو نیم پیل است.هر نیم پیل از یک تیغه فلزی در محلول نمک آن فلز تشکیل شده استتیغه فلزی را الکترود و محلول نمک را الکترولیت می نامند

دو نیم پیل به وسیله پل نمکی به هم مرتبط اند.پل نمکی لوله ای است به شکل Uکه از پتاسیم کلرید ، پتاسیم نیترات و یا آمونیوم پر شده است.نقش پل نمکی،انتقال یونها و متعادل کردن محلولها می باشد

آند الکترودی است که از طریق اکسایش الکترون از آن آزاد می شود و معمولا در طرف چپ پیل قرار دارد

کاتد الکترودی است که الکترون به سوی آن می رود و کاهش در آن انجام می شود و معمولا در طرف راست پیل قرار می گیرد

 در پیل الکتروشیمیایی،الکترودی که پتانسیل کاهش (E0) آن کمتر باشد آند یعنی قطب منفی و الکترودی که (E0) آن بیشتر باشد کاتد یعنی قطب مثبت است،یعنی دائما از وزن آند کاسته می شود و به وزن کاتد افزوده می شود . در اصل آند دائم خورده می شود

اختلاف پتانسیل بین الکترودهای یک پیل را نیروی محرکه می نامند

                                                         آند E  -کاتد E=پیل E

 هرگاه> پیل E باشد واکنش در پیل انجام نمی پذیرد

روش کار:

برای ساخت یک پیل دانیل و بدست آوردن نیروی محرکه درون پیل به صورت زیر عمل می کنیم:

ابتدا دو بشر می آوریم و درون بشر سمت چپ تا  محلول 1M روی سولفات می ریزیم و در بشر سمت راست را تا  با محلول 1M مس(اا)سولفات چر می کنیم. حال یک تیغه روی در بشر سمت چپ و یک تیغه مس در بشر سمت راست قرار می دهیم. حال با دو سیم مسی، یک تیغه را به یک سر ولت متر و یک تیغه دیگر را به سر دیگر ولت متر وصل می کنیم. حال یک لوله U شکل را هم از محلول سیرشده آمونیوم نیترات پر می کنیم و دو سر آن را با پشم شیشه می بندیم و وارونه در دو بشر قرار می دهیم . حال نیروی محرکه در پیل را به کمک ولت متر می خوانیم.

نتیجه گیری: نتیجه می گیریم که با این آزمایش علاوه بر تشکیل پیل دانیل توانستیم نیروی محرکه ی پیل را هم بدست آوریم.

مواردخطا: 1-خطای دید  2- خالص نبودن مواد  3- کثیف بودن وسائل

   www.yadbegir.comوfa.wikipedia.orgو danesh.roshd.irمنابع: سایت 

tiauyazd.mihanblog.comوwww.rasekhoon.net و

نظرات شما عزیزان:

نام :

آدرس ایمیل:

وب سایت/بلاگ :

متن پیام:

نظر خصوصی

 کد را وارد نمایید:

 

 

 

عکس شما

آپلود عکس دلخواه: