التطبيقات العملية على أهمية قياسات القوة الدافعة الكهربائية

1. التطبيقات العملية على أهمية قياسات القوة الدافعة الكهربائية بقياس جھد الخلية يمكننا: • التنبؤ بإمكانية حدوث تفاعل كيميائي معين • حساب قيمة الأس الهيدروجينى لمحلول (pH) • حساب ثابت اتزان التفاعل الذي تتضمنه الخلية (Keq) • حساب حاصل الإذابة لملح شحيح الذوبان • فعالية الإلكتروليت (a) المستخدم في الخلية

2. تعيين جھد الخلية القياسي و التنبؤ بإمكانية حدوث تفاعل • يمكن حساب جهد الخلية القياسي Eocellنظريا من معرفة جهد الاقطاب من السلسلة الكهروكيميائية • يمكن تعيين جھد الخلية Ecell عند اى تركيز من خلال معادلة نرنست: • إذا كانت قيمة جهد الخلية موجبة (Ecell = +) دل ذلك على إمكانية حدوث التفاعل (تلقائى) • أما ان كانت قيمة الجهد سالبة (Ecell = -) دل ذلك على عدم إمكانية حدوث التفاعل (غير تلقائى) مثال: بينى ھل يمكن حدوث كل من التفاعلين التاليين ام لا : Mg + Ni2+ ⎯⎯→ Mg2+ + Ni 2Ag + 2Cl- + 2H+ ⎯⎯→2AgCl + H2 علماً بأن جھود الإختزال القياسية: Ni = - 0.250 V, Mg = - 2.37 V, H = 0.00, AgCl = + 0.2224 V

3. تعيين الاسالهيدروجينى من خلال قياس القوة الدافعة الكهربية لخلية كهربية • اقترح العالم سورنسلاول مرة عام 1909 التعبير عن تركيز (أو فعالية أيون الھيدروجين) بالاسالهيدروجينى(pH) و ذلك لان تركيزات ايون الهيدروجين تكون قيم صغيرة جدا. • و يعرف الاسالهيدروجينى(pH) بأنه سالب لوغاريتم تركيز ايونات الهيدروجين و يعبر عنه رياضيا كالأتى: pH = - log [H+] • كما ان ((pH + pOH = Kw= 14 حيث انKw هو ثابت اتزان الماء وpOHهىالاسالهيدروكسيلى ، و يحسب رياضيا من: pOH = - log [OH-] pH للمحلول المتعادل = 7 pH للمحلول الحمضى اقل من 7 pH للمحلول القلوى اكبر من 7

4. تعيين الاسالهيدروجينى من خلال قياس القوة الدافعة الكهربية لخلية كهربية مثال 1: احسبىالاسالهيدروجينى لمحلول تركيز الهيدروجين فيه 0.0002 pH = - log (0.0002) = 3.7 pH = - log [H+] مثال 2: احسبى تركيز الهيدروجين لمحلول الاسالهيدروجينى له 4 [H+] = Shift log (-4) = 0.0001 Molar pH = - log [H+] مثال 3: احسبى تركيز الهيدروكسيل للمثال 2 pH + pOH =14 pOH = 14 – 4 = 10 pOH = - log [OH-] [OH-] = shift log (-10) = 10-10 molar

5. تعيين الاسالهيدروجينى من خلال قياس القوة الدافعة الكهربية لخلية كهربية اذا كان لدينا قطبى هيدروجين كل منهما مغموس فى محلولين يحتويان على ايونات الهيدروجين احدهما تركيزه 1عيارى و الاخر تركيزه = a H+و ضغط غاز الهيدروجين فى كلا المحلولين = 1 ضغط جوى و عند درجة حرارة 25 درجة مئوية. و بتطبيق معادلة نرنست: بالتعويض عن قيم T – R – z – F وكذلك استبدال ln ب log بقياس القوة الدافعة الكهربية لخلية كهربية يمكن حساب قيمة pH للمحلول المطلوب و العكس صحيح

6. تعين ثابت اتزان التفاعل الذي تتضمنه خلية جلفانية عند الاتزان الكيميائىEcell = 0 و لذلك يمكن حساب ثابت الاتزان الكيميائيKلأى تفاعل من قياس جهد الخلية القياسى وفقا لمعادلة نرنستكالاتى:E = Eo - (RT/zF) ln K تدل قيمة ثابت الاتزان على امكانية حدوث التفاعل الكيميائى ، فكلما زادت قيمته دل ذلك على حدوث التفاعل فى اتجاه كتابة المعادلة الكيميائية. فعلى سبيل المثال: تفاعل 1: A+B === C+D و ثابت الاتزان لهذا التفاعل 3.2x10-2 تفاعل 2: X+Y === Z+E و ثابت الاتزان لهذا التفاعل 3.2x10-10 و بالتعويض عن قيم F, T, R, واستبدال ln ب log و وضع E = 0 نجد ان Eo= (0.059/z) log K تفاعل 1 يتم فى الاتجاه الامامى بشكل اكبر من حدوث تفاعل 2 مثال

7. حساب حاصل الإذابة لملح شحيح الذوبان مثال: AgCl --→ Ag+ + Cl- ملح كلوريد الفضة شحيح الذوبان فى الماء و يحسب حاصل الإذابة له Ksp من حاصل ضرب تركيز ايوناته: Ksp = [Ag+] [Cl-] و كلما كانت قيمة Ksp لملح صغيرة دل ذلك على امكانية ترسيب هذا الملح على شكل راسب فى المحلول فمثلا يمكن ترسيب ملح AgClKsp = 1.8x10-10)(و لكن لا يمكن ترسيب ملح NaCl (Ksp = 39( - يمكن تعيين ثابت حاصل الاذابةللاملاح شحيحة الذوبان من معرفة جهد القطب، فعلى سبيلل المثال يمكن تعيين Ksp لملح كلوريد الفضة بتكوين القطب الاتى:( (Ag, AgCl / KCl و الذى يمكن قياسه مباشرة بتوصيله بقطب الكالوميل. و بمعرفة الجهد القياسى للقطب من السلسلة الكهروكيميائية يمكن قياس حاصل الاذابة من العلاقة: مثال إذا علمتىان جهد اختزال الفضة 0.8 V و ان ثابت حاصل الاذابة لملح بروميد الفضة هو Ksp = 4.9 x 10-13احسبى الجهد القياسى لقطب (الفضة / بروميد الفضة ( افترضىان قطب الفضة يمثل المصعد و قطب (الفضة/بروميد الفضة) يمثل المهبط

8. تفاعلات الخلية عند الاقطاب حساب جهد القطب المجهول

9. ( ) • مثال: إذا كان جهد قطب الخارصينالقياسى0.76V و جهد قطب الخارصين عند تركيز 0.6M هو 0.79 Vاحسبى فعالية ايونات الخارصين a و معامل الفعالية f

10. مسائل تسلم يوم الاثنين 14 /1 • احسبى القوة الدافعة الكهربية لمحلول بخلية كهربية تركيز ايونات الهيدروجين له = 0.001 • احسبىالاسالهيدروجينى لخلية كهربية قوتها الدافعة الكهربية 0.4 V و حددى ما ان كان المحلول حمضى – قلوىاو متعادل. • احسبى تركيز OH- لمحلول الاسالهسدروجينى له pH = 5 علما بأن: [H+] [OH-] = Kw = 10-14 4. إذا كان تركيز ايونات OH- لمحلول بخلية كهربية هو 0.003Mاحسبى ق.د.ك. لتلك الخلية. 5. احسبى جهد الخلية للتفاعل الاتى: Sn + Pb2+ Sn2+ + Pb علما بأن جهود الاختزال القياسية : EoSn = -0.14 V, EoPb = -0.126 V و تركيز ايونات الرصاص 0.01 M و تركيز ايونات القصدير 0.001 M 6. فى ضوء المسألة السابقة (رقم 5) احسبى ثابت الاتزان للتفاعل السابق 7. اذا كان جهد قطب النحاس القياسى0.34V و جهد قطب النحاس عند تركيز 0.5M هو 0.36 Vاحسبى فعالية ايونات النحاس a و معامل الفعالية f  8. احسب حاصل الإذابة لملح كبريتات الرصاص (استخرجى الثوابت المطلوبة من السلسلة الكهروكيميائية) 9. احسبى جهد الخلية القياسى – جهد الخلية عند التراكيزالمعطاه – ثابت الاتزان للخلية ذات الرمز الاصطلاحىالاتى مع كتابة التفاعل الكلى للخلية: