اليوم: الخميس 18 اكتوبر 2018 , الساعة: 4:15 ص / اسعار صرف العملات ليوم الخميس 18/10/2018

اعلانات

محرك البحث

خلية جلفانية وصف الخلية الجلفانية

نشر قبل 2 سنة

233 مشاهدة

اضافة تعليق

إضافة صورة

هل هنالك خطأ بهذا المحتوى ؟

العنوان
المحتوى	<h1>وصف الخلية الجلفانية</h1> Galvanische Zelle.png 250 شكل الخلية الأصلية <br/> ت<a href="cat-139823.html">تكون</a> الخلية الجلفانية من نصفي خليتين. في كل <a href="cat-140488.html">واحدة</a> <a href="cat-139980.html">منها</a> يغطس قطب معدني مختلف عن الآخر، وكما في الشكل أحد القطبان من معدن الخارصين Zn والآخر من النحاس Cu. ويغطس كل منهما في م<a href="cat-141535.html">حلول</a> لأحد أملاحه الخارصين في م<a href="cat-141535.html">حلول</a> كبريتات الخارصين ZnSO4 ولوح النحاس في م<a href="cat-141535.html">حلول</a> كبريتات النحاس CuSO4. و<a href="cat-139916.html">الخاص</a>ية الكيميائية هنا أن ذرات المعدن لها ميل لترك المعدن و<a href="cat-141620.html">ا<a href="cat-141124.html">لدخول</a></a> في <a href="cat-139199.html">المحل</a>ول، وهي <a href="cat-140587.html">عندما</a> تفعل ذلك فإنها تترك إلكترونات على اللوح و<a href="cat-141135.html">تدخل</a> <a href="cat-139199.html">المحل</a>ول على <a href="cat-139299.html">هيئة</a> أيونات م<a href="cat-140051.html">وجبة</a> ال<a href="cat-140814.html">شحنة</a>. وكل من أنصاف الخليتين له تفاعله مع م<a href="cat-141535.html">حلول</a>ه. وهذا ال<a href="cat-139583.html">نظام</a> يسمى باسم أول من اخترعه دانيل وتسمى تلك الخلية خلية دانيال . وكما في الشكل نجد أن ذرات الخارصين Zn لها ميل أكبر <a href="cat-141124.html">لدخول</a> م<a href="cat-141535.html">حلول</a>ها عن ذرات النحاس Cu. أي أن تراكم الإلكترونات على لوح الخارصين <a href="cat-139947.html">يكون</a> أكبر من تراكمها على لوح النحاس. وبما أن الإلكترونات ذات <a href="cat-140814.html">شحنة</a> سالبة ي<a href="cat-139823.html">تكون</a> على لوح الخارصين جهد كهربي جهدا كهربي سالب ال<a href="cat-140814.html">شحنة</a> أكبر من الجهد الكهربي على لوح النحاس. ونظرا <a href="cat-141559.html">لعدم</a> <a href="cat-140039.html">وجود</a> توصيلة <a href="cat-140318.html">خارج</a>ية بين القطبين فلا يسير تيار ولا تنتقل الإلكترونات.<br/> Daniell-El ent 350 الخلية الجلفانية (خلية دانيال) ويلاحظ تجمع <a href="cat-139334.html">أكثر</a> للإلكترونات على لوح الخارصين Zn عن لوح النحاس Cu <br/><br/> <br/> و<a href="cat-140587.html">عندما</a> نوصل القطبين من <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a> (بفولتمتر كما في الشكل) <a href="cat-140411.html">تبدأ</a> الإلكترونات <a href="cat-139526.html">الان</a>تقال من القطب Zn ال<a href="cat-139334.html">أكثر</a> سالبية إلى قطب النحاس Cu ال<a href="cat-139334.html">أكثر</a> إيجابيا (الموجب). ونظرا لأن الإلكترونات ذات <a href="cat-140814.html">شحنة</a> سالبة ينتج تيار كهربائي يسير في عكس اتجاه الإلكترونات. كما يسير في نفس <a href="cat-140779.html">الوقت</a> في <a href="cat-139199.html">المحل</a>ول تيار من الأيونات بنفس شدة <a href="cat-139201.html">التي</a>ار <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>ي. و<a href="cat-141135.html">تدخل</a> لكل إلكترونين <a href="cat-141841.html">يغادر</a>ين قطب الخارصين في الدائرة <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>ية إلى قطب النحاس، <a href="cat-141135.html">تدخل</a> ذرة خارصين Zn في <a href="cat-139199.html">المحل</a>ول على <a href="cat-139299.html">هيئة</a> أيون موجب Zn2+ وذلك لتعويض الإلكترونين اللذان تركا لوح الخارصين من <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>. و<a href="cat-142078.html">طبقا</a> لل<a href="cat-139741.html">تعريف</a> فالمصعد anode هو القطب <a href="cat-139580.html">الذي</a> تحدث <a href="cat-139832.html">عليه</a> أكسدة الأكسدة (افتقاد إلكترونات)، و<a href="cat-139832.html">عليه</a> ففي الخلية الجلفانية يمثل قطب الخارصين المصعد. ونظرا لأن النحاس قد اكتسب إلكترونين عن <a href="cat-139197.html">طريق</a> التوصيلة <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>ية، <a href="cat-141660.html">يقوم</a> هوالآخر ب<a href="cat-141878.html">إعطاء</a> إلكترونين إلى أيون نحاس Cu2+ من م<a href="cat-141535.html">حلول</a> كبريتات النحاس فيت<a href="cat-140509.html">عادل</a> ايون النحاس ويترسب على لوح النحاس. وبحسب ال<a href="cat-139741.html">تعريف</a> فالمهبط cathode هو القطب <a href="cat-139580.html">الذي</a> يحدث <a href="cat-139832.html">عليه</a> اختزال الاختزال (أي اكتساب إلكترونات)، فقطب النحاس هو المهبط cathode. وتسير الإلكترونات من المصعد إلى المهبط في الدائرة <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>ية. <h1><a href="cat-141245.html">حساب</a> القوة الدافعة الكهربية</h1> <a href="cat-139492.html">يمكن</a> <a href="cat-141301.html">تعيين</a> فرق الجهد <a href="cat-140188.html">للخلية</a> <a href="cat-139670.html">الكهربائية</a> (القوة الدافعة الكهربية) بواسطة <a href="cat-139774.html">جدول</a> جهد القطب القياسي للع<a href="cat-139558.html">ناصر</a> وذلك لكلا من نصفي الخلية.<br/> ونفترض عند اجراء هذا ال<a href="cat-141301.html">تعيين</a> أن <a href="cat-139201.html">التي</a>ار المار بين قطبي الخلية يساوي صفرا. <br/> <br/> نبدا أولا ب<a href="cat-140308.html">اختيار</a> المعدنين. ونبحث في ال<a href="cat-139774.html">جدول</a> القياسي standard electrode potential عن الجهد القياسي لكل من المعدنين < >E</ >o ويُعطى في ال<a href="cat-139774.html">جدول</a> ب<a href="cat-140744.html">وحدة</a> فولت <a href="cat-139918.html">الفول</a>ت . ف<a href="cat-139947.html">يكون</a> فرق جهد الخلية مساويا لحاصل طرح الجهدين القياسين للمعدين. <br/><br/> وعلى سبيل المثال ففي الشكل أعلاه لدينا م<a href="cat-141535.html">حلول</a>ين كبريتات النحاس وكبريتات الخارصين، وينغمس لوح نحاس في كبريتات النحاس كما ينغمس لوح خارصين في م<a href="cat-141535.html">حلول</a> كبريتات الخارصين. كما <a href="cat-139573.html">توجد</a> قنطرة بين <a href="cat-139199.html">المحل</a>ولين (وهذه <a href="cat-139492.html">يمكن</a> الاستعاضة <a href="cat-139156.html">عنها</a> ب<a href="cat-139921.html">غشاء</a> فاصل بين <a href="cat-139199.html">المحل</a>ولين) تسمح بمرور ايون أيونات SO42âˆ’ من م<a href="cat-141535.html">حلول</a> النحاس إلى م<a href="cat-141535.html">حلول</a> الخارصين (وبذلك تتم الدائرة الكهربية عند توصيل اللوحين من <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a> بموصل.) لدينا نصفي خلية، <a href="cat-140488.html">واحدة</a> للنحاس Cu وال<a href="cat-140948.html">أخرى</a> للخارصين Zn، والتف<a href="cat-141613.html">إعلان</a> الجاريان هما <br/> التفاعل عند المصعد(<a href="cat-139526.html">الان</a>ود) <br/> <dl> <dd><p dir ltr position relative >Zn â†’ Zn2++ 2e- (E +0.76 V)</p></dd> </dl> التفاعل عند المهبط(الكاثود) <br/> <dl> <dd><p dir ltr position relative >Cu2+ + 2e- â†’ Cu (E +0.34 V)</p></dd> </dl> وحصلنا لنصف خلية النحاس على جهد الاختزال E +0.34 V او جهد التأكسد E -0.34 V للكاثود<br/> ولنصف خلية الخارصين على جهد التأكسد E +0.76 V او جهد الاختزال E -0.76 V للانود<br/> من <a href="cat-139774.html">جدول</a> ال<a href="cat-141896.html"><a href="cat-141272.html">سلسل</a>ة</a> الكهروكيميائية. أي أن التفاعل الكلي الجاري في الخلية <br/> <br/> Cu2+ + Zn â†’ Cu + Zn2+ ونحصل على فرق جهد الخلية بحاصل طرح <br/> جهد تأكسد <a href="cat-139526.html">الان</a>ود(المصعد) - جهد تأكسد الكاثود(المهبط)<br/> <dl> <dd>+0.76 - ( - V 1.100 (0.34</dd> </dl> او من حاصل طرح <br/> جهد اختزال الكاثود(المهبط) - جهد اختزال <a href="cat-139526.html">الان</a>ود(المصعد)<br/> <dl> <dd>+0.34 - ( - V 1.100 (0.76</dd> </dl> او من حاصل جمع جهدي التأكسد للانود والاختزال للكاثود <br/> جهد تأكسد <a href="cat-139526.html">الان</a>ود(المصعد) + جهد اختزال الكاثود(المهبط)<br/> <dl> <dd>+0.34 + V 1.100 0.76</dd> </dl> أي أن فرق جهد الخلية في <a href="cat-139576.html">حالة</a> عدم مرور تيار <a href="cat-140318.html">خارج</a>ي تساوي 1.100 فولت . ويسمى هذا الجهد قوة دافعة كهربائية القوة الدافعة <a href="cat-139670.html">الكهربائية</a> .<br/> <h1>فرق الجهد عند <a href="cat-141954.html">تشغيل</a> بطارية</h1> ال<a href="cat-140274.html">علاقة</a> بين فرق الجهد والقوة الدافعة الكهربية (electromotive force (e.m.f<br/> نفترض بطارية E قوتها الدافعة الكهربية 12 E فولت ومقاومتها <a href="cat-139844.html">الدخل</a>ية 2 أوم، وُصلت بمقاومة <a href="cat-140318.html">خارج</a>ية 6 أوم ومفتاح.<br/> فرق الجهد بين طرفي البطارية والمفتاح مفتوح (لا يمر تيار) <br/> <dl> <dd> فولت 12 V E</dd> </dl> فرق الجهد والمفتاح مغلق <br/> نعين أولا شدة تيار <a href="cat-139201.html">التي</a>ار من ال<a href="cat-140274.html">علاقة</a> <br/> <dl> <dd> أمبير (I E ÷(R+r</dd> </dl> حيث <br/> <ul> <li>E القوة الدافعة الكهربية للبطارية</li> <li>R المقاومة <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>ية</li> <li>r المقاومة ال<a href="cat-139291.html">داخل</a>ية للبطارية</li> </ul> فنحصل على <a href="cat-139201.html">التي</a>ار <br/> <dl> <dd>أمبير 1.5 (I 12 ÷(6+2</dd> </dl> ثم نحصل على فرق الجهد V <br/> <dl> <dd>V E-I.r</dd> </dl> <dl> <dd>فولت 9 2.5 وV 12 -1</dd> </dl> أي <a href="cat-139946.html">يزيد</a> فرق الجهد بين قطبي البطارية كلما زادت المقاومة <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>ية. وكلما اقتربت المقاومة <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>ية إلى م<a href="cat-139526.html">الان</a>هاية كلما أقترب فارق الجهد من القوة الدافعة الكهربية.<br/> <h1>الاتجاه الاصطلاحي للتيار الكهربي</h1> يُعبّر <a href="cat-139201.html">التي</a>ار الكهربي عن مرور فيض من الشحنات في موصل من القطب الموجب (المهبط)إلى القطب السالب (المصعد). وهذا مااصطلح <a href="cat-139832.html">عليه</a> العلماء منذ زمن <a href="cat-140465.html">بعيد</a>، وذلك لأن <a href="cat-140774.html">اكتشاف</a> الكهربية <a href="cat-139201.html">التي</a>ارية حدث قبل <a href="cat-140774.html">اكتشاف</a> الإلكترونات، فقد اصطلح على ذلك. <br/> الاتجاه التقليدي الاصطلاحي اتجاه <a href="cat-139201.html">التي</a>ار في الدائرة <a href="cat-140643.html">ال<a href="cat-140318.html">خارج</a></a>ية من القطب الموجب إلى القطب السالب للبطارية.<br/> الاتجاه الإلكتروني من القطب السالب (الغني بالإلكترونات) إلى الموجب (الفقير بالإلكترونات) <a href="cat-140318.html">خارج</a> البطارية.<br/> <h1>الشغل المبذول في <a href="cat-140760.html">الكهرباء</a></h1> عمل (ترموديناميك) الشغل المبذول هو الشغل اللازم بذله لنقل كمية كهربية مقدارها 1 كولوم بين نقطتين بينهما فرق جهد.<br/> ويقاس الشغل ب<a href="cat-140744.html">وحدة</a> جول ، حسب ال<a href="cat-140274.html">علاقة</a> <br/> <dl> <dd>W Q x V</dd> </dl> حيث <br/> <br/> W الشغل جول <br/> Q كمية <a href="cat-140760.html">الكهرباء</a> كولوم <br/> V فرق الجهد فولت <br/> ومن تلك ال<a href="cat-140274.html">علاقة</a> <a href="cat-139492.html">يمكن</a> <a href="cat-139741.html">تعريف</a> فولت <a href="cat-139918.html">الفول</a>ت <br/> <strong> <a href="cat-139918.html">الفول</a>ت هو فرق الجهد بين نقطتين <a href="cat-140587.html">عندما</a> يلزم بذل شغل مقداره 1 جول لنقل كمية كهربية مقدارها 1 كولوم من إحدى النقطتين إلى ال<a href="cat-140948.html">أخرى</a>. </strong> <br/><br/> 1 جول 1 كولوم x فولت <br/> <li>يلاحظ أن <a href="cat-140744.html">وحدة</a> <a href="cat-140634.html">الطاقة</a> <a href="cat-139670.html">الكهربائية</a> هي الجول وهي نفس <a href="cat-140744.html">وحدة</a> طاقة حرارية <a href="cat-140634.html">الطاقة</a> <a href="cat-139503.html"><a href="cat-141460.html">الحر</a>ارية</a> . ف<a href="cat-142078.html">طبقا</a> ديناميكا حرارية للديناميكا <a href="cat-139503.html"><a href="cat-141460.html">الحر</a>ارية</a> <a href="cat-139492.html">يمكن</a> <a href="cat-141113.html">تحويل</a> <a href="cat-140634.html">الطاقة</a> ب<a href="cat-140354.html">جميع</a> <a href="cat-139541.html">أنواع</a>ها إلى بعضها البعض.</li> <h1>أنظر أيضا ً</h1> <ul> <li> تآكل جلفاني </li> <li> جلفنة </li> <li> بطارية </li> <li> مركم </li> <li> بطارية الزنك والكربون </li> <li> بطارية ليثيوم أيون </li> <li> بطارية الرصاص </li> <li> بطارية ال<a href="cat-139730.html">سيارة</a> </li> <li> كيمياء كهربية </li> <li> نصف تفاعل </li> <li> مؤكسد </li> <li> <a href="cat-141017.html">قائمة</a> الجهود القياسية </li> <li> <a href="cat-139313.html">الهند</a>سة الكهروكيميائية </li> </ul> تصنيف كومنز Voltaic pile <br/> تصنيف تآكل <br/> تصنيف كهرباء <br/> تصنيف كيمياء <br/> تصنيف كيمياء كهربائية <br/> تصنيف هندسة تطبيقية <br/> <br/> <a href="cat-142084.html">رسالة</a> توضيح خلية جلفانية جلفاني (توضيح) <br/> <strong>الخلية الجلفانية</strong> (ت. گلع¤انية) وتسمى كذلك الخلية <a href="cat-139918.html">الفول</a>تية هي بطارية اخترعها ال<a href="cat-139574.html">عالم</a> <a href="cat-141507.html">الإيطالي</a> الأستاذ لويجي جلفاني (تُلفظ لُوِيجي گَالع¤َانِي) أستاذ <a href="cat-139592.html">الطب</a> في <a href="cat-139320.html">جامعة</a> بولونيا واكتشفها مصادفة سنة 1786 <a href="cat-139311.html">أثناء</a> تجاربه حول فعل <a href="cat-140760.html">الكهرباء</a> على <a href="cat-142011.html">عضلات</a> الضفادع حيث لاحظ ارتعاش الضفدع في إحدى تجاربه <a href="cat-140587.html">عندما</a> لمس طرفاه معدنين مختلفين في دائرة كهربائية مكتملة، وظن عندها ان مصدر <a href="cat-140760.html">الكهرباء</a> يرجع إلى كهرباء حيوانية إلى أن جاء أستاذ الفيزياء أليساندرو فولتا <a href="cat-139580.html">الذي</a> عزى <a href="cat-140396.html">ظهور</a> <a href="cat-140760.html">الكهرباء</a> إلى أن المعدنين مختلفين، واستطاع فولتا فيما بعد أن يصنع بطارية من هذا النوع وسميت هذه ال<a href="cat-141417.html">خلايا</a> باسم أول من اكتشف تلك ال<a href="cat-141484.html">ظاهرة</a> وهو جلفاني.<br/><br/>
اسمك الكريم
شكوى او ملاحظاتك للمشرف
اكتب الارقام الموجوده بالصورة بالفراغ تحتها

اعلانات

شاركنا رأيك بالموضوع

وصف الخلية الجلفانية

Galvanische Zelle.png 250 شكل الخلية الأصلية

تتكون الخلية الجلفانية من نصفي خليتين. في كل واحدة منها يغطس قطب معدني مختلف عن الآخر، وكما في الشكل أحد القطبان من معدن الخارصين Zn والآخر من النحاس Cu. ويغطس كل منهما في محلول لأحد أملاحه الخارصين في محلول كبريتات الخارصين ZnSO4 ولوح النحاس في محلول كبريتات النحاس CuSO4. والخاصية الكيميائية هنا أن ذرات المعدن لها ميل لترك المعدن وا لدخول في المحلول، وهي عندما تفعل ذلك فإنها تترك إلكترونات على اللوح وتدخل المحلول على هيئة أيونات موجبة الشحنة. وكل من أنصاف الخليتين له تفاعله مع محلوله. وهذا النظام يسمى باسم أول من اخترعه دانيل وتسمى تلك الخلية خلية دانيال .

وكما في الشكل نجد أن ذرات الخارصين Zn لها ميل أكبر لدخول محلولها عن ذرات النحاس Cu. أي أن تراكم الإلكترونات على لوح الخارصين يكون أكبر من تراكمها على لوح النحاس. وبما أن الإلكترونات ذات شحنة سالبة يتكون على لوح الخارصين جهد كهربي جهدا كهربي سالب الشحنة أكبر من الجهد الكهربي على لوح النحاس. ونظرا لعدم وجود توصيلة خارجية بين القطبين فلا يسير تيار ولا تنتقل الإلكترونات.

Daniell-El ent 350 الخلية الجلفانية (خلية دانيال) ويلاحظ تجمع أكثر للإلكترونات على لوح الخارصين Zn عن لوح النحاس Cu

وعندما نوصل القطبين من ال خارج (بفولتمتر كما في الشكل) تبدأ الإلكترونات الانتقال من القطب Zn الأكثر سالبية إلى قطب النحاس Cu الأكثر إيجابيا (الموجب). ونظرا لأن الإلكترونات ذات شحنة سالبة ينتج تيار كهربائي يسير في عكس اتجاه الإلكترونات. كما يسير في نفس الوقت في المحلول تيار من الأيونات بنفس شدة التيار ال خارجي. وتدخل لكل إلكترونين يغادرين قطب الخارصين في الدائرة ال خارجية إلى قطب النحاس، تدخل ذرة خارصين Zn في المحلول على هيئة أيون موجب Zn2+ وذلك لتعويض الإلكترونين اللذان تركا لوح الخارصين من ال خارج.

وطبقا للتعريف فالمصعد anode هو القطب الذي تحدث عليه أكسدة الأكسدة (افتقاد إلكترونات)، وعليه ففي الخلية الجلفانية يمثل قطب الخارصين المصعد. ونظرا لأن النحاس قد اكتسب إلكترونين عن طريق التوصيلة ال خارجية، يقوم هوالآخر بإعطاء إلكترونين إلى أيون نحاس Cu2+ من محلول كبريتات النحاس فيتعادل ايون النحاس ويترسب على لوح النحاس. وبحسب التعريف فالمهبط cathode هو القطب الذي يحدث عليه اختزال الاختزال (أي اكتساب إلكترونات)، فقطب النحاس هو المهبط cathode. وتسير الإلكترونات من المصعد إلى المهبط في الدائرة ال خارجية.

حساب القوة الدافعة الكهربية

يمكن تعيين فرق الجهد للخلية الكهربائية (القوة الدافعة الكهربية) بواسطة جدول جهد القطب القياسي للعناصر وذلك لكلا من نصفي الخلية.

ونفترض عند اجراء هذا التعيين أن التيار المار بين قطبي الخلية يساوي صفرا.

نبدا أولا باختيار المعدنين. ونبحث في الجدول القياسي standard electrode potential عن الجهد القياسي لكل من المعدنين < >Eo ويُعطى في الجدول بوحدة فولت الفولت . فيكون فرق جهد الخلية مساويا لحاصل طرح الجهدين القياسين للمعدين.

وعلى سبيل المثال ففي الشكل أعلاه لدينا محلولين كبريتات النحاس وكبريتات الخارصين، وينغمس لوح نحاس في كبريتات النحاس كما ينغمس لوح خارصين في محلول كبريتات الخارصين. كما توجد قنطرة بين المحلولين (وهذه يمكن الاستعاضة عنها بغشاء فاصل بين المحلولين) تسمح بمرور ايون أيونات SO42âˆ’ من محلول النحاس إلى محلول الخارصين (وبذلك تتم الدائرة الكهربية عند توصيل اللوحين من ال خارج بموصل.)

لدينا نصفي خلية، واحدة للنحاس Cu والأخرى للخارصين Zn، والتفإعلان الجاريان هما

التفاعل عند المصعد(الانود)

Zn â†’ Zn2++ 2e- (E +0.76 V)

التفاعل عند المهبط(الكاثود)

Cu2+ + 2e- â†’ Cu (E +0.34 V)

وحصلنا لنصف خلية النحاس على جهد الاختزال E +0.34 V او جهد التأكسد E -0.34 V للكاثود

ولنصف خلية الخارصين على جهد التأكسد E +0.76 V او جهد الاختزال E -0.76 V للانود

من جدول ال سلسلة الكهروكيميائية. أي أن التفاعل الكلي الجاري في الخلية

Cu2+ + Zn â†’ Cu + Zn2+

ونحصل على فرق جهد الخلية بحاصل طرح

جهد تأكسد الانود(المصعد) - جهد تأكسد الكاثود(المهبط)

+0.76 - ( - V 1.100 (0.34

او من حاصل طرح

جهد اختزال الكاثود(المهبط) - جهد اختزال الانود(المصعد)

+0.34 - ( - V 1.100 (0.76

او من حاصل جمع جهدي التأكسد للانود والاختزال للكاثود

جهد تأكسد الانود(المصعد) + جهد اختزال الكاثود(المهبط)

+0.34 + V 1.100 0.76

أي أن فرق جهد الخلية في حالة عدم مرور تيار خارجي تساوي 1.100 فولت . ويسمى هذا الجهد قوة دافعة كهربائية القوة الدافعة الكهربائية .

فرق الجهد عند تشغيل بطارية

العلاقة بين فرق الجهد والقوة الدافعة الكهربية (electromotive force (e.m.f

نفترض بطارية E قوتها الدافعة الكهربية 12 E فولت ومقاومتها الدخلية 2 أوم، وُصلت بمقاومة خارجية 6 أوم ومفتاح.

فرق الجهد بين طرفي البطارية والمفتاح مفتوح (لا يمر تيار)

فولت 12 V E

فرق الجهد والمفتاح مغلق

نعين أولا شدة تيار التيار من العلاقة

أمبير (I E ÷(R+r

حيث

E القوة الدافعة الكهربية للبطارية

R المقاومة ال خارجية

r المقاومة الداخلية للبطارية

فنحصل على التيار

أمبير 1.5 (I 12 ÷(6+2

ثم نحصل على فرق الجهد V

V E-I.r

فولت 9 2.5 وV 12 -1

أي يزيد فرق الجهد بين قطبي البطارية كلما زادت المقاومة ال خارجية. وكلما اقتربت المقاومة ال خارجية إلى مالانهاية كلما أقترب فارق الجهد من القوة الدافعة الكهربية.

الاتجاه الاصطلاحي للتيار الكهربي

يُعبّر التيار الكهربي عن مرور فيض من الشحنات في موصل من القطب الموجب (المهبط)إلى القطب السالب (المصعد). وهذا مااصطلح عليه العلماء منذ زمن بعيد، وذلك لأن اكتشاف الكهربية التيارية حدث قبل اكتشاف الإلكترونات، فقد اصطلح على ذلك.

الاتجاه التقليدي الاصطلاحي اتجاه التيار في الدائرة ال خارجية من القطب الموجب إلى القطب السالب للبطارية.

الاتجاه الإلكتروني من القطب السالب (الغني بالإلكترونات) إلى الموجب (الفقير بالإلكترونات) خارج البطارية.

الشغل المبذول في الكهرباء

عمل (ترموديناميك) الشغل المبذول هو الشغل اللازم بذله لنقل كمية كهربية مقدارها 1 كولوم بين نقطتين بينهما فرق جهد.

ويقاس الشغل بوحدة جول ، حسب العلاقة

W Q x V

حيث

W الشغل جول

Q كمية الكهرباء كولوم

V فرق الجهد فولت

ومن تلك العلاقة يمكن تعريف فولت الفولت

الفولت هو فرق الجهد بين نقطتين عندما يلزم بذل شغل مقداره 1 جول لنقل كمية كهربية مقدارها 1 كولوم من إحدى النقطتين إلى الأخرى.

1 جول 1 كولوم x فولت

يلاحظ أن وحدة الطاقة الكهربائية هي الجول وهي نفس وحدة طاقة حرارية الطاقة الحرارية . فطبقا ديناميكا حرارية للديناميكا الحرارية يمكن تحويل الطاقة بجميع أنواعها إلى بعضها البعض.

أنظر أيضا ً

تآكل جلفاني

جلفنة

بطارية

مركم

بطارية الزنك والكربون

بطارية ليثيوم أيون

بطارية الرصاص

بطارية السيارة

كيمياء كهربية

نصف تفاعل

مؤكسد

قائمة الجهود القياسية

الهندسة الكهروكيميائية

تصنيف كومنز Voltaic pile

تصنيف تآكل

تصنيف كهرباء

تصنيف كيمياء

تصنيف كيمياء كهربائية

تصنيف هندسة تطبيقية

رسالة توضيح خلية جلفانية جلفاني (توضيح)

الخلية الجلفانية (ت. گلع¤انية) وتسمى كذلك الخلية الفولتية هي بطارية اخترعها العالم الإيطالي الأستاذ لويجي جلفاني (تُلفظ لُوِيجي گَالع¤َانِي) أستاذ الطب في جامعة بولونيا واكتشفها مصادفة سنة 1786 أثناء تجاربه حول فعل الكهرباء على عضلات الضفادع حيث لاحظ ارتعاش الضفدع في إحدى تجاربه عندما لمس طرفاه معدنين مختلفين في دائرة كهربائية مكتملة، وظن عندها ان مصدر الكهرباء يرجع إلى كهرباء حيوانية إلى أن جاء أستاذ الفيزياء أليساندرو فولتا الذي عزى ظهور الكهرباء إلى أن المعدنين مختلفين، واستطاع فولتا فيما بعد أن يصنع بطارية من هذا النوع وسميت هذه الخلايا باسم أول من اكتشف تلك الظاهرة وهو جلفاني.

التعليقات

لم يعلق احد حتى الآن .. كن اول من يعلق بالضغط هنا

اعلانات

تصنيفات الموقع

شاهد أيضاً

اضيف حديثاً

اضافات مشابهه لهذا المحتوى