الخلية الجلفانية وتسمى كذلك الخلية الكهركيمائية أوالخلية الفولتية وهي بطارية اخترعها العالم الإيطالي الأستاذ لويجي جلفاني أستاذ الطب في جامعة بولونيا واكتشفها مصادفة سنة 1786 أثناء تجاربه حول عمل الكهرباء على عضلات الضفادع حيث لاحظ ارتعاش الضفدع في إحدى تجاربه عندما لمس طرفاه معدنين مختلفين في دائرة كهربائية مكتملة ، وافترض عندها ان مصدر الكهرباء يرجع إلى كهرباء حيوانية إلى حتى اتى أستاذ الفيزياء أليساندروفولتا الذي عزى ظهور الكهرباء إلى حتى المعدنين مختلفين ، واستطاع فولتا فيما بعد حتى يصنع بطارية من هذا النوع وسميت هذه الخلايا باسم أول من اكتشف تلك الظاهرة وهوجلفاني .

وصف الخلية الجلفانية

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

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

وعندما نوصل القطبين من الخارج (بفولتمتر كما في الشكل) تبدأ الإلكترونات الانتنطق 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 الخارجي . وتدخل لكل إلكترونين يغادرين قطب الخارصين في الدائرة الخارجية إلى قطب النحاس ، تدخل ذرة خارصين Zn في المحلول على هيئة أيون موجب Zn²⁺ وذلك لتعويض الإلكترونين اللذان هجرا لوح الخارصين من الخارج.

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

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 حتى التيار المار بين قطبي الخلية يساوي صفرا .

نبدا أولا باختيار المعدنين . ونبحث في الجدول القياسي standard electrode potential عن الجهد القياسي لكل من المعدنين E^o ويُعطى في الجدول بوحدة 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 أيونات SO₄²⁻ من محلول النحاس إلى محلول الخارصين ( وبذلك تتم الدائرة الكهربية عند توصيل اللوحين من الخارج بموصل .)

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

التفاعل عند المصعد:

Zn²⁺ + 2e^- → Zn (E = -0.76 V

التفاعل عند المهبط :

Cu²⁺ + 2e^- → Cu (E = +0.34 V;

وحصلنا لنصف خلية النحاس على الجهد E = +0.34 V ولنصف خلية الخارصين على الجهد E = -0.76 V من الجدول القياسي . أي حتى التفاعل الكلي الجاري في الخلية :

Cu²⁺ + Zn → Cu + Zn²⁺.

ونحصل على فرق جهد الخلية بحاصل الطرح :

+0.34 - (-V 1.100 = ( 0.76

أي حتى فرق جهد الخلية في حالة عدم مرور تيار خارجي تساوي 1.100 فولت . ويسمى هذا الجهد 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 خارجيةستة أوم ومفتاح .

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

فولت 12 = V = E

فرق الجهد والمفتاح مغلق : نعين أولا شدة التيار من العلاقة:

أمبير (I= E ÷(R+r

حيث:

ُE القوة الدافعة الكهربية للبطارية

R المقاومة الخارجية

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 تسعة = 2 .5وV= 12 -1

أي يزيد فرق الجهد بين قطبي البطارية حدثا زادت المقاومة الخارجية . وحدثا اقتربت المقاومة الخارجية إلى مالانهاية حدثا أقترب فارق الجهد من القوة الدافعة الكهربية .

الاتجاه الاصطلاحي للتيار الكهربي

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

الإتجاه التقليدي الاصطلاحي : اتجاه التيار في الدائرة الخارجية من القطب الموجب إلى القطب السالب للبطارية .

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

الشغل المبذول في الكهرباء

الشغل المبذول هوالشغل 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 كميةالكهرباء كولوم

V فرق الجهد فولت

ومن تلك العلاقة يمكن تعريف الفولت:

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

1 جول = 1 كولوم x فولت

أنظر أيضا ً

• بطارية

أنواع البطاريات

• Concentration cell
• Electrolytic cell
• Electrochemical cell
• Lasagna cell
• بطارية ليمونية

طالع أيضاً

• ألساندروڤولتا
• بطارية (كهرباء)
• Bio-nano generator
• Electrode potential
• Electrosynthesis
• Galvanic series
• Sacrificial anode
• ڤولت
• Voltaic pile

المصادر

وصلات خارجية

• Galvanic (Voltaic) Cells and Electrode Potential. Chemistry 115B, Sonoma.edu.
• Making and testing a simple galvanic cell. Woodrow Wilson Leadership Program in Chemistry, The Woodrow Wilson National Fellowship Foundation.
• Galvanic Cell An animation.
• Interactive animation of Galvanic Cell. Chemical Education Research Group, Iowa State University.
• Electrochemical Cells Tutorial Segment. Chemistry 30, Saskatchewan Evergreen Curriculum.
• Glossary for Galvanic Cells. Spark Notes, by Barnes & Noble. Sparknotes.com.