الکتروشیمی

[*مینا*]

پیلهای الکتروشیمیایی ابزاری برای تبدیل انرژی الکتریکی و شیمیایی به یکدیگر بوسیله واکنشهای الکتروشیمیایی هستند، بدین دلیل به اسم پیلهای الکتروشیمیایی معروفند.


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 باتریها روی 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 فضاپیما استفاده 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 الکترون از 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.


منبع :: دانشنامه رشد

 

[m_ghadimi@yahoo.]

ماشین کاری الکتروشیمیایی

ماشین کاری الکتروشیمیایی

فرآیندهای الکتروشیمیاییماشین کاری الکتروشیمیایی در ماشین کاری الکتروشیمیایی (ECM) از یک محلول آندی و یک الکتریک که سریعاً مصرف می شود، برای برداشتن فلز از سطح قطعه استفاده می شود. این فرآیند اصولاً آبکاری معکوس است که در آن قطعه کار خام مثبت و ابزار قطب منفی هستند. آندو کاتد هر دو باید هادی جریان برق باشند. با پمپاژ کردن سریع الکترود از داخل یا در اطراف ابزار، محصولات ماشینکاری از محل دور شده و جذب صافی ها می شوند. شکل حفره تصویر آیینه ای ابزار است. این حفره بوسیله سرور مکانیزمی که شکاف بین الکترودها ( غالباً۰۰۳/۰ تا ۰۳/۰ اینچ) را کنترل می کند، شکل می گیرد. سرعت ثابت تغذیه ابزار به طرف قطعه کار متناسب با محلول شیمیایی و نرخ آبکاری معکوس قطعه کار انتخاب می شود. الکترولیت ها غالباً محلولهای نمک های معدنی، هادی خوب جریان برق مانند کلرید سدیم، کلریدپتاسیم یا نیترات پتاسیم هستند و در دمای تقریبی ۹۰ تا ۱۲۵ درجه فارنهایت با شدت جریان بین ۵۰ تا ۲۰۰ فوت بر ثانیه عمل می کنند. غالباً ابزار ازجنس مس یا برنج و برخی اوقات فولاد زنگ نزن است. نرخ برداشتن فلز تابع چگالی جریان است. مقدار چگالی جریان معمولاً بین ۱۵۰۰ تا ۲۰۰۰ آمپر بر اینچ مربع است که طی آن نرخ برداشت فلز به ۱/۰ اینچ مکعب در دقیقه بر هزار آمپر می رسد. از آنجا که سرعت تراش فقط تابع نرخ تبادل یون ها است، سختی و چقرمگی ماده تاثیری بر نرخ ماشین کاری ندارد. فرآیند ماشین کاری الکتروشیمیایی روش بسیارمناسبی برای تولید انبوه مواد هادی جریان برق به شکل های پیچیده که تراشیدن آن با روش های متداول ماشین کاری دشوار است، می باشد. هزینه اصلی ابزاربندی، تهیه الکترودهای ابزار است که بسیار وقت گیر و پر هزینه می باشد و بجز در مورد شکل های ساده مهندسی مستلزم چندین بار ساخت و آزمایش است. از آنجا که ابزار تحت محافظت کاتدی قرار دارد، فرسایش ابزار در حین عملیات تراشکاری صورت نمی گیرد. سطح تولید شده با این روش عاری از تنش است. توانایی همزمان ایجاد یک حفره کامل نیز قابل توجه است. برای تحصیل خورندهای کوچک، کنترل دقیق فرآیند ضروری است و ابزار باید به گونه ای طراحی شود تا تغییرات چگالی جریان در اثر تغییرات هندسه الکترود یا الکترولیت را جبران نماید. فرآیند ماشین کاری الکتروشیمیایی در این است که در مورد اول تغذیه ابزار متوقف می شود. کاهش چگالی جریان و نرخ جریان الکترولیتی موجب کاهش چشمگیر نرخ برداشت ماده می شود، بطوریکه پرداخت سطح بطور متعارف به حدود۱۰ تا ۱۲ میکرواینچ می رسد

 

[S H i M A]

الکتروشیمی


الکترو شیمی 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 تهیه مواد به روش برقکافت را نیز در برمیگیرد)


اکسایش-کاهش واکنشی می باشد که در آن دست کم عدد اکسایش یک عنصر تغییر میکند.

سلول گالوانی سامانه‌ایست که درآن واکنش اکسایش-کاهش انجام می‌شود و انتقال الکترون

این واکنش از راه یک مدار صورت می‌گیرد تابخش بزرگی از انرژی اکسایش-کاهش به شکل انرژی

الکتریکی در اختیار باشد.

برقکافت فرایند تجزیه شدن یک الکترولیت مذاب یا محلول الکترولیت دراثر عبورجریان 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 هرچيز 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 میشود) 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 بر

حسب 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 الکتروليت

ها صورت می‌گيرد.

علاوه بر اين ، براي تداوم جريان در يک رساناي الکتروليتي لازم است که حرکت يونهابا 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 می‌

شود.


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 می‌

شود:

(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 Cْ 25 برای 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 می‌

پردازیم.

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 اند.

الکترو شیمی تمام واکنشهای شیمیایی ، اساسا ماهیت الکتریکی دارند، زیرا الکترونها در تمام

انواع پیوندهای شیمیایی (به راههای گوناگون) دخالت دارند.

اما الکتروشیمی بیش از هر چیز بررسی پدیده های اکسایش- کاهش است. روابط بین تغییر

شیمیایی و انرژی الکتریکی ، هم از لحاظ نظری و هم از لحاظ عملی حائز اهمیت است تمام

واکنشهای شیمیایی ، اساسا ماهیت الکتریکی دارند، زیرا الکترونها در تمام انواع پیوندهای

شیمیایی (به راههای گوناگون) دخالت دارند. اما الکتروشیمی بیش از هر چیز بررسی پدیده

های اکسایش- کاهش است.

روابط بین تغییر شیمیایی و انرژی الکتریکی ، هم از لحاظ نظری و هم از لحاظ عملی حائز اهمیت

است.

از واکنشهای شیمیایی می توان برای تولید انرژی الکتریکی استفاده کرد (در سلولهایی که سلولهای

ولتایی یا سلولهای گالوانی نامیده می شوند) و انرژی الکتریکی را می توان برای تبادلات

شیمیایی بکار برد (در سلولهای الکترولیتی). علاوه بر این ، مطالعه فرآیندهایی الکتروشیمیایی

منجر به فهم و تنظیم قواعد آنگونه از پدیده های اکسایش - کاهش که خارج از اینگونه سلولها

روی می دهند، نیز می شود.

با برخی فرآیندهای الکتروشیمیایی آشنا می شویم.

● رسانش فلزی جریان الکتریکی، جاری شدن بار الکتریکی است. در فلزات ، این بار بوسیله

الکترونها حمل می شود و این نوع رسانش الکتریکی ، رسانش فلزی نامیده می شود. با بکار

بردن یک نیروی الکتریکی که توسط یک باتری یا هر منبع الکتریکی دیگر تامین می گردد، جریان

الکتریکی حاصل می شود و برای تولید جریان الکتریکی ، یک مدار کامل لازم است.

تشبیه جریان الکتریسیته به جریان یک مایع ، از قدیم متداول بوده است. در زمانهای گذشته ،

الکتریسیته به صورت جریانی از سیال الکتریکی توصیف می شد.

قراردادهای قدیمی که سابقه آنها ممکن است به “بنجامین فرانکلین” برسد و پیش از آن که

الکترون کشف شود، مورد پذیرش بوده است، بار مثبتی به این جریان نسبت می دهد.

ما مدارهای الکتریکی را با حرکت الکترونها توجیه خواهیم کرد. اما باید به خاطر داشت که جریان

الکتریکی بنا به قرارداد بطور اختیاری مثبت و به صورتی که در جهت مخالف جاری می شود،

توصیف می گردد.

جریان الکتریکی برحسب آمپر (A) و بار الکتریکی برحسب (C) کولن اندازه گیری می شود.

کولن ، مقدار الکتریسیته است که در یک ثانیه با جریان ۱ آمپر از نقطه ای می گذرد:

۱C = ۱A.S و ۱A = ۱C/S . جریان با اختلاف پتانسیل الکتریکی که بر حسب ولت اندازه گیری

می شود، در مدار رانده می شود.

یک ولت برابر یک ژول بر کولن است.

۱V = ۱J/C یا ۱VC = ۱J .

یک ولت لازم است تا یک آمپر جریان را از مقاومت یک اهم بگذراند.

 

[S H i M A]

سلول های الکترو شیمیایی

تمام واکنش های شیمیایی ، اساساً ماهیت الکتریکی دارند، زیرا الکترون ها در

تمام انواع پیوندهای شیمیایی (به راه های گوناگون) دخالت دارند.

اما الکتروشیمی بیش از هر چیز بررسی پدیده‌های اکسایش- کاهش است.

روابط بین تغییر شیمیایی و انرژی الکتریکی ، هم از لحاظ نظری و هم از لحاظ

عملی حائز اهمیت است.

از واکنش های شیمیایی می‌توان برای تولید انرژی الکتریکی استفاده کرد ( در

سلول هایی که سلول های ولتایی یا سلول های گالوانی نامیده می شوند )

و انرژی الکتریکی را می‌توان برای تبادلات شیمیایی به کار برد (در سلول های

الکترولیتی).

علاوه بر این، مطالعه فرآیندهایی الکتروشیمیایی منجر به فهم پدیده‌های

اکسایش - کاهش می‌شود.

رسانش فلزی جریان الکتریکی، جاری شدن بار الکتریکی است. در فلزات، این

بار به وسیله الکترون ها حمل می‌شود و این نوع رسانش الکتریکی ، رسانش

فلزی نامیده می‌شود. با به کار بردن یک نیروی الکتریکی که توسط یک باتری یا

هر منبع الکتریکی دیگر تامین می‌گردد، جریان الکتریکی حاصل می‌شود و برای

تولید جریان الکتریکی، یک مدار کامل لازم است. تشبیه جریان الکتریسیته به

جریان یک مایع، از قدیم متداول بوده است. در زمان های گذشته ، الکتریسیته

به‌صورت جریانی از سیال الکتریکی توصیف می‌شد.


قراردادهای قدیمی که سابقه آن ها ممکن است به "بنجامین فرانکلین" برسد

و پیش از آن که الکترون کشف شود، مورد پذیرش بوده است، او بار مثبتی به

این جریان نسبت می‌دهد. ما مدارهای الکتریکی را با حرکت الکترون ها توجیه

خواهیم کرد. اما باید به خاطر داشت که جریان الکتریکی بنا به قرارداد به طور

اختیاری مثبت و به صورتی که در جهت مخالف جاری می‌شود، توصیف می‌گردد.


جریان الکتریکی برحسب آمپر (A) و بار الکتریکی برحسب (C) کولن اندازه گیری

می‌شود. کولن، مقدار الکتریسیته است که در یک ثانیه با جریان 1 آمپر از نقطه‌

ای می‌گذرد: 1C = 1A.S و 1A = 1C/S .


جریان با اختلاف پتانسیل الکتریکی که بر حسب ولت اندازه گیری می‌شود، در

مدار جاری می‌شود.

یک ولت برابر یک ژول بر کولن است. 1V = 1J/C یا 1V.C = 1J.

یک ولت لازم است تا یک آمپر جریان از مقاومت یک اهم بگذرد. I = V / R یا V = IR


رسانش الکترولیتی، هنگامی صورت می‌گیرد که یون های الکترولیت بتوانند

آزادانه حرکت کنند، چون در این مورد ، یون ها هستند که بار الکتریکی را حمل

می‌کنند.

به همین دلیل است که رسانش الکترولیتی، اساساً توسط نمک های مذاب و

محلول های آبی الکترولیت ها صورت می‌گیرد. علاوه بر این، برای تداوم جریان

در یک رسانای الکترولیتی لازم است که حرکت یون ها با تغییر شیمیایی همراه

باشد. منبع جریان در یک سلول الکترولیتی ، الکترون ها را به الکترود سمت

چپ می‌راند.

بنابراین می‌توان گفت که این الکترود، بار منفی پیدا می‌کند. این الکترون ها از

الکترود مثبت سمت راست کشیده می‌شوند. در میدان الکتریکی که بدین ترتیب

به وجود می‌آید، یون های مثبت یا کاتیون ها به طرف قطب منفی یا کاتد و یون

های منفی یا آنیون ها به طرف قطب مثبت یا آند جذب می‌شوند. در رسانش

الکترولیتی، بار الکتریکی به وسیله کاتیون ها به طرف کاتد و به وسیله آنیون

ها که در جهت عکس به طرف آند حرکت می‌کنند، حمل می‌شود.


برای این که یک مدار کامل حاصل شود، حرکت یون ها باید با واکنش های الکترودی

همراه باشد. در کاتد، اجزای شیمیایی معینی (که لازم نیست حتما حامل بار

باشند) باید الکترون ها را بپذیرند و کاهیده شوند و در آند، الکترون ها باید از

اجزای شیمیایی معینی جدا شده ، در نتیجه آن ، اجزا اکسید شوند. الکترون

ها از منبع جریان خارج شده ، به طرف کاتد رانده می‌شوند.

عوامل موثر بر رسانش الکترولیتی

رسانش الکترولیتی به تحرک یون ها مربوط می‌شود و هر چند که این یون ها را

از حرکت باز دارد، موجب ایجاد مقاومت در برابر جریان می‌شود. عواملی که بر

رسانش الکترولیتی محلول های الکترولیت اثر دارند، عبارتند از : جاذبه بین یونی ،

حلال پوشی یون ها و گرانروی حلال. انرژی جنبشی متوسط یون های ماده حل

شده با افزایش دما زیاد می‌شود و بنابراین مقاومت رساناهای الکترولیتی ، به طور

کلی با افزایش دما کاهش می‌یابد.

یعنی رسانایی زیاد می‌شود. به‌علاوه ، اثر هر یک از سه عامل مذکور با زیاد شدن

دما کم می‌شود. الکترولیز (برقکافت) الکترولیز یا برقکافت سدیم کلرید مذاب ، یک

منبع صنعتی تهیه فلز سدیم و گاز کلر است. روش های مشابهی برای تهیه دیگر

فلزات فعال، مانند پتاسیم و کلسیم به کار می‌روند. اما چنانکه بعضی از محلول

های آبی را برقکافت کنیم، آب به جای یون های حاصل از ماده حل شده در واکنش

های الکترودی دخالت می‌کند. از این رو ، یون های حامل جریان لزوماً بار خود را در

الکترودها خالی نمی‌کنند. مثلاً در برقکافت محلول آبی سدیم سولفات ، یون های

سدیم به طرف کاتد و یون های سولفات به طرف آند حرکت می‌کنند، اما بار این

هر دو یون با اشکال تخلیه می‌شود.


بدین معنی که وقتی عمل برقکافت بین دو الکترود بی‌اثر در جریان است، در کاتد ،

گاز هیدروژن بوجود می‌آید و محلول پیرامون الکترود ، قلیایی می‌شود:

یعنی در کاتد ، کاهش صورت می‌گیرد، ولی به جای کاهش سدیم ، آب کاهیده

می‌شود. به طور کلی ، هرگاه کاهش کاتیون ماده حل شده مشکل باشد،

کاهش آب صورت می‌گیرد. اکسایش در آند صورت می‌گیرد و در برقکافت محلول

آبی Na[SUB]2[/SUB]SO[SUB]4[/SUB]، آنیون ها (SO4[SUP]2-[/SUP]) که به طرف آند مهاجرت می‌کنند، به‌سختی

اکسید می‌شوند:

بنابراین ترجیهاً اکسایش آب صورت می‌گیرد:

یعنی در آند ، تولید گاز اکسیژن مشاهده می‌شود و محلول پیرامون این قطب ،

اسیدی می‌شود. به طور کلی هرگاه اکسایش آنیون ماده حل شده مشکل

باشد، آب در آند اکسید می‌شود.


در الکترولیز محلول آبی NaCl ، در آند، یون های Cl[SUP]-[/SUP] اکسید می‌شوند و گاز Cl[SUB]2[/SUB]

آزاد می‌کنند و در کاتد ، احیای آب صورت می‌گیرد. این فرآیند ، منبع صنعتی برای

گاز هیدروژن ، گاز کلر و سدیم هیدروکسید است:

سلول های ولتایی سلولی که به‌عنوان منبع انرژی الکتریکی به کار می‌رود، یک

سلول ولتایی یا یک سلول گالوانی نامیده می‌شود که از نام "آلساندرو ولتا" (1800)

و "لوئیجی گالوانی" (1780) ، نخستین کسانی که تبدیل انرژی شیمیایی به

انرژی الکتریکی را مورد آزمایش قرار دادند، گرفته شده است. واکنش بین فلز

روی و یون های مس II در یک محلول ، نمایانگر تغییری خود به خود است که

در جریان آن ، الکترون منتقل می‌شود.

 

[S H i M A]

طرز تهیه بعضی از الکترودها


الکترود نقره

برای کارهای دقیق در ازمایشگاه الکترود نقره را باید با فیلمی از نقره به

شرح زیر پوشانید :

در حدود 100ml محلول نقره نیترات با غلظت 3.5g/l تهیه کنید ( در حدود

0.02M ) . به این محلول با دقت ( کم کم و در حال همزدن )محلول رقیق

پتاسیم سیانید ( در حدود 0.1m) اضافه کنید تا اثار رسوب نقره سیانید

پیدا شود ( پتاسیم سیانید سمی است ) .

الکترود نقره رابشویید و خشک کنید و چند ثانیه در نیتریک اسید 6M فرو

کنید سپس با اب مقطر بشویید. این الکترود را به عنوان کاتد همراه با

الکترود نقره دیگر ( به عنوان اند ) در محلولی که اماده کرده اید قرار دهید.

شدت جریانی به اندازه 0.2mA از محلول عبور دهید تا سطح کاتد با فیلم

نازکی از نقره پوشیده شود. حال الکترود را با اب مقطر بشویید و در اب

مقطر قرار دهید.



الکترود طلا و پلاتین

الکترود پلاتین اگر برای واکنش های اکسایش – کاهش به کار رود به شکل

براق و اگر به عنوان الکترود هیدروژن یا برای اندازگیری کنداکتومتری به کار

رود به صورت سیاه مورد استفاده قرار می گیرد .

پلاتین شیاه یا پلاتین پلاتینه شده به شرح زیر تهیه می شود :

دو عدد الکترود پلاتین را با نیتریک اسید غلیظ بشویید و با اب مقطر ابکشی

کنید. محلول پلاتینی از 3 گرم کلروپلاتینیک اسید و 0.02 تا 0.03 گرم سرب

استات در 100 میلی لیتر اب تهیه کنید. الکترودها را در این محلول قرار دهید

و انها را به یک انباره 4 ولت با سویچ دو طرفه وصل کنید. جریان را طوری تنظیم

کنید تا گاز به طور متعادل و منظم متصاعد شود. هر 10 تا 15 ثانیه یک بار جهت

جریان را عوض کنید تا جای کاتد و اند با هم عوض شود. ضخامت پلاتین سیاه

پوشیده شده اگر به اندازه متوسط باشد بهتر از یک لایه نازک است.

پلاتین سیاه چسبیده به الکترود اکنون ممکن است دارای مقداری مایع و گاز

باشد . این را می توانید با فرو کردن الکترود در سولفوریک اسید 0.3M و اتصال

مجدد انها به انباره برطرف سازید. برای پاکسازی کامل الکترودها از گاز و مواد

مزاحم بهتر است که این عمل را به مدت 30 دقیقه به طور متناوب ادامه دهید

( هر 10 تا 15 ثانیه جهت جریان را عوض کنید ) تا متصاعد شدن گاز از سطح

الکترودها کاملا قطع شود. حال الکترود را با اب مقطر بشویید و در اب قرار دهید.



الکترود نقره – نقره کلرید اشباع ( الکترود مرجع )

این الکترود از یک سیم نقره یا پلاتین نقره اندود شده تشکیل شده است که

روی ان را به روش الکتریکی با لایه نازک از نقره کلرید پوشانیده اند و ان را در

محلول پتاسیم کلرید اشباع قرار داده اند. پتانسیل الکترود نقره – نقره کلرید

اشباع در دمای 25 درجه سانتیگراد نسبت به الکترود استاندارد هیدروژن

0.199 ولت است. طرز پوشاندن الکترود نقره با لایه نازک از نقره کلرید به

روش الکتریکی به این شرح است :

یک الکترود نقره براق را که به روش یک تهیه کرده اید در کلریدریک اسید

0.1M قرار دهید و ان را به قطب مثبت منبع برق DC وصل کنید.

یک عدد الکترود پلاتین یا زغال باطری را به جای کاتد به کار ببرید و شدت

جریانی به اندازه 2.5mA/cm به مدت 30 ثانیه از محلول عبور دهید. سعی

کنید در مدت الکترولیز دانسیته جریان کمتر از 0.6mA/cm نباشد.

زیرا دانسیته جریان کم باعث تشکیل یک لایه خاکستری در سطح الکترود

میشود که به نور حساس بوده و در ان صورت پاسخ الکترود توام با خطا

خواهد بود.



الکترود کالومل اشباع ( الکترود مرجع )

این الکترود به دلیل ساخت ساده ای که دارد معمولا بیش از سایر الکترود

های کالومل ( الکترود کالومل غیر اشباع ) به کار می رود.

یک الکترود کالومل اشباع که به اسانی ساخته میشود در شکل زیر نشان

داده شده است. این الکترود به وسیله پل نمکی ( متشکل از KCl اشباع

که با ان ارتباط دارد ) به ظرفی که الکترود شناساگر در ان قرار گرفته است

متصل می شود.

 

[fa7alveh]

الکتروسنتز آلی

الکتروسنتز آلی

متن تحقیق

مشاهده پیوست 96442

نمودار و واکنش ها تو این 2 تا مقاله هسش

مشاهده پیوست 96443
اون یکی هر کاری کردم attach نشدکلی عذر
ولی مشخصات منبع این بود :
science direct , Journal of Electroanalytical Chemistry 577 (2005) 205–210
Ali Reza Fakhari a,*, Davood Nematollahi b, Abdolmajid Bayandori Moghaddam a
Electrochemical study of catechols in the presence
of 4,6-dihydroxy-2-methylpyrimidine

 

[yasmary]

میشه مطالب مختصر و ساده ای در مورد الکترولیز محلول نمک طعام برای تهیه هیدروکسید سدیم قرار بدهید
در مورد سلولهای جیوه ای و دیافراگمی و غشایی هم اطلاعات میخوام. اگر همراه با شکل باشه عالیه
مرسی

 

[fa7alveh]

میشه مطالب مختصر و ساده ای در مورد الکترولیز محلول نمک طعام برای تهیه هیدروکسید سدیم قرار بدهید
در مورد سلولهای جیوه ای و دیافراگمی و غشایی هم اطلاعات میخوام. اگر همراه با شکل باشه عالیه
مرسی

دوست عزیز ، فک کنم جواب سوالتون را تو این قسمت ها پیدا کنید

http://www.www.www.iran-eng.ir/showthread.php/371821-پیل-سوختی-و-کاربردهای-آن

http://www.www.www.iran-eng.ir/show...-و-درخواست-های-مربوط-به-گرایش-شیمی-آلی/page20

پست شماره 199 هم درباره پیل های سوختی همراه با شکل گذاشته شده