كيمياء – تآكل المعادن للصف الثالث الثانوى 2016

كيمياء – تآكل المعادن للصف الثالث الثانوى 2016

  تآكل المعادن

يسبب تآكل المعادن تدهور المنشآت المعدنية وخاصة الحديدية منها مما ينتج عنه خسائر إقتصادية فادحة وتصل كمية

الحديد المفقود نتيجة للتآكل بنحو ربع إنتاج العالم من الحديد سنوياً، ومن هنا كان الإهتمام بهذه الظاهرة ومحاولة

التغلب عليها .

الصدأ:

عملية تآكل كيميائى للفلزات بفعل الوسط المحيط .

أضرار تآكل المعادن

تدهور المنشآت المعدنية خاصة الحديدية منها مما ينتج عنه خسائر إقتصادية كبيرة

علل:  يبذل العلماء جهود كبيرة للتغلب على ظاهرة تآكل المعادن (الصدأ)

لأن الصدأ يسبب تدهور المنشآت الحديدية مما ينتج عنه خسائر إقتصادية كبيرة.

تفسير عملية التآكل

الفلزات النقية يصعب تآكلها بما فيها الحديد النقى ( علل)

لأن من شروط حدوث الصدأ أن يتلامس فلزين مختلفين فى النشاط بينهما وسط مناسب .

معظم المعادن الصناعية تحتوى على شوائب تحفز عملية التآكل فالذي يسبب تآكل الصلب الشوائب المختلطة معه.

أى أن تلامس فلز أكثر نشاطاً لفلز آخر أقل نشاطاً فى وجود وسط مناسب يتسبب فى زيادة تآكل الفلز الأكثر نشاطاً

 ميكانيكية التآكل

يحدث تآكل الفلزات نتيجة تكون خلية جلفانية

• الآنود فيها الفلز المتآكل ( الأكثرنشاطاً ) و

• الكاثود فيها قد يكون : الشوائب ( الكربون ) الموجودة فى الفلز الأصلى أو فلز آخر أقل نشاطاً .

تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

تفاعلات صدأ الحديد

نتيجة تعرض قطعة حديد للكسر أو التشقق فإنها تكون خلية جلفانية الحديد هو آنود الخلية والماء المذاب فيه بعض الأيونات هو الإلكتروليت ويتأكسد الحديد :

ثم تذوب أيونات الحديد  Fe⁺²  فى الماء وتصبح جزء من الإلكتروليت وتنتقل الإلكترونات خلال الحديد إلى الكاثود

(شوائب الكربون).

لاحظ أن

الحديد يقوم بدور كلاً من : الآنود و الموصل الخارجى للدائرة ( ناقل للإلكترونات)

عند الكاثود يتم إختزال أكسجين الهواء إلى أيونات هيدروكسيد  ^- OHفي وجود الماء

تتحد أيونات الحديد  (Fe⁺²_(aq  مع  أيونات الهيدروكسيل (OH^-_(aq ويتكون هيدروكسيد حديد II

 

 يتأكسد هيدروكسيد حديد II بفعل الأكسجين الذائب في الماء إلى هيدروكسيد حديد III

 
تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

بجمع المعادلات تصبح المعادلة الكلية لتفاعل خلية تآكل الحديد هي:

 
تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

تفاعل الصدأ من التفاعلات البطيئة ( علل)

لإحتواء الماء على كميات محدودة من الأيونات .

علل: يكون صدأ الحديد أسرع فى ماء البحر عن الماء العادى.

لأن ماء البحر يحتوى كميات أكبر من الأيونات بينما الماء العادى يحتوى كميات محدودة من الأيونات.

تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.
 
تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

علل : يصدأ الحديد المطلى بالقصدير أولاً بينما الحديد المطلى بالخارصين يصدأ بعد تآكل الخارصين بالكامل

لأن الحديد أكثر نشاطاً من القصدير فعندما يكونا خلية جلفانية معاً يمثل الحديد الأنود بينما القصدير يمثل الكاثود

فيتآكل الحديد أولاً،بينما الحديد أقل نشاطاً من الخارصين فعندما يكونا خلية جلفانية معاً يمثل الحديد الكاثود بينما

الخارصين يمثل الآنود فيتآكل الخارصين أولاً بالكامل قبل أن يبدأ الحديد فى التآكل .

علل : يصدأ الحديد المطلى بالقصدير عند الخدش بصورة أسرع وأكثر من الحديد النقى.

لأن الحديد أكثر نشاطاً من القصدير فيكونا خلية جلفانية معاً يمثل الحديد أنود والقصدير كاثود فيتآكل الحديد أسرع

تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

حماية هياكل السفن ومواسير الحديد المدفونة في التربة الرطبة

هياكل السفن المعرضة دائماً للماء المالح ومواسير الحديد المدفونة فى التربة الرطبة يكونا أكثر عرضة للتآكل و

لحمايتها من الصدأ يتم توصيلها بالقطب السالب لمصدر كهربى (تصبح الكاثود) بينما يتم توصيل القطب الموجب

للمصدر بفلز أكثر نشاطاً من الحديد مثل الماغنسيوم ( يصبح الآنود ) فيتآكل الماغنسيوم أولاً لذا يسمى الماغنسيوم بـ

” القطب المضحى”

القطب المضحي: فلز يوصل مع الحديد بمصدر كهربى بحيث يكون هو الآنود بينما الحديد هو الكاثود لحماية

الحديد من التآكل .

تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

ثانياً: الخلايا الإلكتروليتية

هي خلايا كهربية تستخدم فيها الطاقة من مصدر خارجى لإحداث تفاعل أكسدة وإختزال غير تلقائي.

أو :خلايا يتم فيها تحويل الطاقة الكهربية إلى طاقة كيميائية من خلال تفاعلات أكسدة وإختزال غير تلقائى .

أنواع الموصلات الكهربية

الموصلات الإلكترونية (صلبة)	الموصلات الإلكتروليتية (سائلة)
تنقل التيار الكهربى من خلال حركة إلكتروناتها	تنقل التيار الكهربى من خلال حركة أيوناتها
أمثلة الفلزات الصلبة(النحاس والألومنيوم)، السبائك	أمثلة (مصاهيرالأملاح – محاليل ) الأملاح والأحماض والقلويات

تركيب الخلية الإلكتروليتية

• إناء يحتوى على محلول إلكتروليتى .

• قطبين من معدن واحد أو من معدنين مختلفين ( بلاتينين )  أو  (كربون )

• مصدر تيار كهربى ( بطارية )

الآنود فى الخلية التحليلية : هو القطب الذى يوصل بالقطب الموجب للبطارية ويحدث عنده أكسدة .

الكاثود فى الخلية التحليلية : هو القطب الذى يوصل بالقطب السالب للبطارية ويحدث عنده اختزال .

الإلكتروليت المستخدم فى الخلية التحليلية : محاليل ( الأحماض والقلويات والأملاح ) أو مصاهير الأملاح .

س : ماذا يحدث عند مرور التيار الكهربى فى الخلية الإلكتروليتية .

جـ : عند توصيل القطبين بحيث يكون الجهد الواقع على الخلية يفوق قليلاً الجهد الإنعكاسى لها فيمر تيار كهربى فى

الخلية ويحدث الآتى :

يتأين الإلكتروليت إلى أيونات موجبة  {كاتيونات : جسيمات مادية فقيرة بالإلكترونات( وأيونات سالبة ) آنيونات}

الأيونات الموجبة تتجه للقطب السالب { الكاثود : وتتعادل شحنتها بإكتسابها إلكترونات وتحدث عملية إختزال}.

الأيونات السالبة تتجه للقطب الموجب { الآنود : وتتعادل شحنتها بفقدها إلكترونات وتحدث عملية أكسدة}.

التحليل الكهربي لمحلول كلوريد النحاس (CuCl₂)

1. نكون خلية إلكتروليتية تحتوى على إلكتروليت CuCl₂

2. نمرر التيار الكهربى فى الخلية فيتأين الإلكتروليت كالآتى  ‾CuCl₂       →          Cu⁺² + 2Cl

3. عند المصعد (الآنود ) وهو القطب الموجب تحدث عملية أكسدة  ¯2Cl^-        →         Cl₂ + 2e

4. عند المهبط ( الكاثود ) وهو القطب السالب تحدث عملية إختزال   Cu⁺² + 2e^-         →     Cu

5. التفاعل الكلى هو مجموع تفاعلى الآنود والكاثود    Cu⁺² + 2Cl^-            →      Cu + Cl₂

النتيجة :تصاعد غاز الكلور عند الآنود وترسب فلز النحاس عند الكاثود

 
تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

س : إذا علمت ان جهد أكسدة الكلور=-1,36 فولت وجهد إختزال النحاس= 0,34 فولت إحسب جهد الخلية ثم وضح هل هذا التفاعل تلقائى أم غير تلقائى؟ 

Cu⁺² + 2Cl^-          →         Cu + Cl₂    

جـ : القوة الدافعة الكهربية للخلية = -1,36 + 0,34= -1,02 فولت

والإشارة السالبة تعنى أن التفاعل الحادث فى الخلية غير تلقائى وإنما يحتاج إلى مصدر خارجى (خلية تحليلية)

التحليل الكهربي

 

(عملية يتم فيها فصل مكونات المحلول الإلكتروليتى بإستخدام تيار كهربى خارجى)

يعني : التحليل الكيميائى لإلكتروليت عند مرور تيار كهربى به .

علل: يمكن الحصول على غاز الكلور بالتحليل الكهربى للمحاليل المائية التى تحتوى على أيون الكلوريد .

ج : لأن جهد أكسدة الكلور أعلى من جهد أكسدة أيونات الماء .

علل: يصعب الحصول على الصوديوم بالتحليل الكهربى للمحاليل المائية التى تحتوى على أيون الصوديوم .

ج : لأن جهد إختزال الصوديوم أقل من جهد إختزال أيونات الماء .

قوانين فاراداي للتحليل الكهربي

فاراداي: استنتج العلاقة بين كمية الكهربية التى تمر فى المحلول وبين كمية المادة التى يتم تحريرها عند الأقطاب .

القانون الأول لفاراداي

تتناسب كمية المادة المتكونة أو المستهلكة سواء كانت غازية أو صلبة ( عند الأقطاب تناسباً طردياً مع كمية

الكهرباء المارة فى المحلول أو المصهور الإلكتروليتى) .

تجربة إستنتاج القانون الأول لفاراداي

عند تمرير كميات مختلفة من التيار فى نفس المحلول ثم نحسب نسبة كتل المواد المتكونة عند الأقطاب ونقارن تلك

هذه النسب بنسب كمية الكهربية التى تم إمرارها فنجد أن كتل المواد المتكونة أو المتصاعدة أو الذائبة عند الأقطاب

تتناسب طردياً مع كمية الكهربية المارة بها .

القانون الثاني لفاراداي

تتناسب كميات المواد المختلفة المتكونة أو المستهلكة عند الأقطاب بمرور نفس كمية الكهرباء فى عدة إلكتروليتات متصلة على التوالى تناسباً طردياً مع كتلتها المكافئة .

ويعبر عن القانون الثاني رياضياً :

تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

الكتلة المكافئة الجرامية: هي كتلة المادة التي لها القدرة على فقد أو إكتساب مول واحد من الإلكترونات أثناء التفاعل الكيميائي

 

تجربة إستنتاج قانون الثاني لفاراداي

عند إمرار نفس كمية التيار الكهربى فى مجموعة من المحاليل مثل كلوريد الألومنيوم ونترات الفضة وكبريتات النحاس II

فنجد أن كتل المواد المتكونة عند الكاثود فى الخلايا وهى الألومنيوم، الفضة، النحاس على الترتيب تتناسب مع كتلها المكافئة (9: 107,88 : 31,75)

تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

وكمية الكهرباء (بالكولوم) = شدة التيار (الأمبير) × زمن المرور (الثانية)

lC = lA × lS

الأمبير: هو كمية الكهربية التى إذا تم تمريرها لمدة ثانية واحدة فى محلول أيونات فضة ترسيب 1,118 مجم من الفضة.

الفاراداي

هى كمية الكهربية اللازمة لذوبان أو ترسيب أو تصاعد كتلة مكافئة من المادة عند أحد الأقطاب بالتحليل

الكهربى.     (1 فاراداي = 96500 كولوم)

القانون العام للتحليل الكهربى

عند مرور واحد فاراداي  (1F (96500 كولوم (خلال محلول إلكتروليتى فإن ذلك يؤدى إلى ذوبان أو تصاعد أو

ترسيب كتلة مكافئة جرامية من المادة عند أحد الأقطاب .

قوانين حل مسائل التحليل الكهربى

تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

 

عدد وحدات الفاراداى اللازمة لترسيب كتلة مكافئة من العنصر = فاراداى دائماً .

مثال : لترسيب كتلة مكافئة من عنصر الأكسجين O₂ من محلول أحد أملاحه يلزم واحد فاراداى.

عدد وحدات الفاراداى اللازمة لترسيب ذرة جرامية ( جم / ذرة ) من العنصر = عدد الشحنات (تكافؤ) فاراداى .

تكبير الصورة معاينة الأبعاد الأصلية.

مثال: لترسيب 0,2 مول من الأكسجين من التفاعل السابق يلزم  0,8 فاراداي (4 × 0,2)

مثال: احسب شدة التيار الكهربى اللازم لمرور كمية كهربية قدرها 0,1 فاراداى فى محلول إلكتروليتى لمدة نصف ساعة .

الحل :  كمية الكهرباء (كولوم) = شدة التيار الكهربي × الزمنبالثوانى

0,1 ×96500 = شدة التيار × 0,5 × 60 × 60

تدريب:

احسب عدد الفاراداى اللازمة لترسيب جم / ذرة من الحديد عند التحليل الكهربى لمصهور. FeSO₄

 

[url=http://cairodar.youm7.com/flashes/PDFfiles/chemistry arabic ch 4 l 3.pdf] لتحميل الدرس بصيغة PDF اضغط هنا..[/url]