سلول هاي غلظتي :

هنگامي که دو نيم سلول از يک نوع با غلظت هاي متفاوت الکتروليت به يکديگر متصل مي‌شوند سلول غلظتي را پديد مي اورند. در اين سلول ها، نيم سلول غليظ کاتد و نيم سلول رقيق آند را تشکيل مي‌دهند.

در کاتد کاتيون ها الکترون را جذب کرده و به صورت فلز رسوب مي‌كنند و در سلول رقيق (آند) فلز با از دست دادن الکترون به صورت کاتيون وارد محلول مي‌شود. بنابراين با گذر زمان غلظت محلول کاتدي کاهش و غلظت محلول آندي افزايش مي‌يابد. هر چه اختلاف غلظت در محلول الکتروليت بيشتر باشد، زمان کارآيي سلول بالاتر مي‌رود. هر چه زمان بگذرد به علت نزديک شدن غلظت دو الکتروليت ولتاژ سلول کاهش مي‌يابد.

تا هنگامي که غلظت الکتروليت در دو نيم سلول برابر شود، جريان در مدار بيروني برقرار است.

غلظت نهايي الکتروليت ها برابر با ميانگين غلظت اوليه در دو الکترود کاتدي و آندي است.

محاسبه پتانسيل يک سلول غلظتي :

از اين رابطه مي توان پتانسيل يک سلول غلظتي را محاسبه کرد.

تعیین گرمای واکنش با استفاده از گرماسنج

گرمای یک واکنش را می توان به روش مستقیم و یا غیرمستقیم تعیین کرد. در روش مستقیم باید مقداری از واکنش دهنده ها را در شرایط مناسب برهم اثر داد و گرمای حاصل از واکنش را به طور مستقیم اندازه گیری کرد. برای این منظور از دستگاهی به نام گرماسنج استفاده می شود. در روش های غیرمستقیم از واکنش هایی که گرمای آن ها معلوم است برای تعیین گرمای واکنش موردنظر استفاده می شود.

گرماسنج دستگاهی است که برای اندازه گیری گرمای آزاد شده ( یا جذب شده) در یک واکنش شیمیایی به کار برده می شود. می توان با استفاده از یک ظرف مناسب که با محیط بیرون گرما مبادله نکند یک گرماسنج ساده ساخت این ظرف می تواند یک لیوان پلاستیکی باشد به این نوع گرماسنج، گرماسنج لیوانی گویند.

گرماسنج لیوانی برای اندازه گیری گرمای یک واکنش در فشار ثابت به کار برده می شود. این وسیله مخصوص واکنش هایی است که در محیط آبی انجام می شوند ( حل شدن نمک ها، واکنش های اسید باز، تشکیل کمپلکس). اگر دمای این گرماسنج کاهش پیدا کند، یعنی واکنش گرماگیر بوده و اگر دمای این گرماسنج افزایش یابد یعنی واکنش گرماده بوده است.

گرماسنج بمبی برای اندازه گیری گرمای یک واکنش در حجم ثابت به کار برده می شود این نوع گرماسنج برای اندازه گیری گرمای سوختن یک ماده به کار می رود.

خوردگي آهن :

اکسيژن عنصر بسيار واکنش پذيري است به طوري که مي تواند هر فلز به جز فلزات نجيب يعني طلا، پلاتين و پالاديم را به طور خود به خود اکسيد کند.

اين واکنش پذيري بالاي اکسيژن وتمايل طبيعي برخي فلزات به زنگ زدن (اکسيد شدن) به مرور زمان سبب ترد شدن و خرد شدن فلزات يعني خوردگي آنها مي‌شود.

محيط هاي اسيدي و حضور محلول نمک ها سبب افزايش سرعت خوردگي مي‌شوند. هنگام تماس يک قطره، آب با يک تکه آهن يک واکنش اکسايش – کاهش رخ مي‌دهد.

اين رسوب نيز در ادامه اكسيد شده و به تبديل مي‌شود.

را به صورت نشان مي‌دهند.

نيم واکنش آندي در جايي رخ مي‌دهد که غلظت اکسيژن کم باشد و نيم واکنش کاتدي در جايي رخ مي‌دهد که غلظت اکسيژن زياد باشد. (غلظت اکسيژن در زير قطره آب کم است (پايگاه آندي) و در جاهايي فلز مستقيم در مجاورت هواست غلظت اکسيژن زياد است (پايگاه کاتدي))

الکترون ها از ميان فلز (رساناي الکتروني) به عنوان مدار دروني، از پايگاه آندي به سمت پايگاه کاتدي حرکت مي‌كنند در حالي که يونهاي آهن (II) در قطره آب که يک رساناي يوني است و به عنوان مدار بيروني رفتار مي‌كند، جريان يافته و مدار کامل مي‌شود.

بدون آب مدار ياد شده کامل نيست و زنگ زدن اتفاق نمي‌افتد.

ماهيت واکنش ها :

زنگ زدن ابتدا يک واکنش با ماهيت الکتروشيميايي و سپس يک واکنش با ماهيت شيميايي است.

به دليل ماهيت الکتروشيميايي زنگ زدن آهن، وجود الکتروليت نظير نمک يا سرعت زنگ زدن افزايش مي‌يابد.

جلوگيري از خوردگي :

به دليل اهميت فراوان فلزات در صنعت امروزه راه هاي بسياري براي جلوگيري از خوردگي به کار مي‌رود.

1. ايجاد پوشش محافظ، مثل رنگ زدن، قير اندود کردن، روکش دادن و آبکاري که مانعي براي رسيدن اکسيژن، آب و يونها به سطح فلز است.
2. حفاظت کاتدي، که در اين روش فلز ديگري با پتانسيل کاهش کمتر را در مجاورت فلز مورد نظر قرار مي‌دهند و جسم در نقش کاتد و فلز در نقش آند قرار مي‌گيرند.

فلز آند در مجاورت هوا خورده شده و فلز جسم مورد نظر از خوردگي محافظت مي‌شود.

به همين دليل هنگام حفاظت يک فلز از فلزي ديگر استفاده مي‌كنند که آن پايين تر يعني کاهنده تر باشد.

آهن سفيد (گالوانيزه) :

هنگامي که يک قطعه آهن با لايه نازکي از روي ( Zn ) پوشانده مي‌شود، آهن گالوانيزه حاصل مي‌شود.

هنگامي که خراشي در سطح آن ايجاد شود، در محل خراش يک سلول گالواني تشکيل مي‌شود.

در اين سلول Zn به دليل داشتن کمتر به عنوان آند و آهن مانند کاتد رفتار مي‌كند.

تا هنگامي که تمام روي خورده شود، آهن از زنگ زدن محافظت مي‌شود.

حلبي :

هنگامي که يک قطعه آهن با لايه اي از قلع (Sn) پوشانده شود حلبي حاصل مي‌شود.

تا زماني که حلبي خراشيده نشود آهن از خوردگي محافظت مي‌شود. اما با کوچکترين خراش در سطح به دليل تشکيل يک سلول گالواني با آند آهن و کاتد قلع، آهن سريعا خورده شده و قلع از خوردگي محافظت مي‌شود. (پتانسيل کاهشي آهن کوچکتر از قلع است پس آهن کاهنده تر الکترون از دست مي‌دهد و اکسيژن هوا الکترون ها را مي‌گيرد و آهن خورده مي‌شود. )

از حلبي براي ساخت قوطي هاي کنسرو و روغن استفاده مي‌شود. از آهن سفيد نمي توان براي اين کار استفاده کرد چون غذا در مجاورت آهن سفيد فاسد شده و بوي بدي مي‌گيرد.

موازنه واکنش هاي اکسايش – کاهش :

در واکنش هاي اکسايش – کاهش که همواره با انتقال الکترون از گونه کاهنده به گونه اکسنده همراه است، تعداد الکترون هاي مبادله شده در نيم واکنش کاهش (نيم واکنش رخ دادي در کاتد، با نيم واکنش اکسايش (نيم واکنش رخ دادي در آند) برابر است. از مجموع دو نيم واکنش کاتدي و آندي، واکنش کلي سلول يا معادله به دست مي آيد.

روش اول :

براي موازنه ابتدا بايد موازنه جرم برقرار باشد، يعني تعداد اتم هاي گونه اي در دو طرف معادله يکسان باشد، مرحله دوم مرحله موازنه بار است. يعني جمع جبري بار در دو طرف معادله بايد يکسان باشد.

روش دوم :

در اين روش با استفاده از نيم واکنش هاي کاهش و اکسايش موازنه انجام مي‌شود البته اين روش براي واکنش هاي ساده انجام پذير است. در واکنش نقره با مس (قرار دادن تيغه مسي در محلول حاوي يونهاي نقره) واکنش زير رخ مي‌دهد :

تعداد بارهاي مثبت در طرف راست معادله 2 و در طرف چپ معادله 1 است. پس موازنه بار برقرار نيست.

تعداد الکترون مبادله شده درنيم واکنش کاتدي و آندي برابر نيست پس با ضرب کردن واکنش کاتدي در 2 تعداد الکترون ها را يکسان مي کنيم.

در اين صورت موازنه بار برقرار مي‌شود (موازنه جرم نيز برقرار است)

مثال ديگر واکنش است. در اين واکنش موازنه جرم برقرار نيست پس ابتدا يک ضريب 2 براي قرار مي دهيم با اين ضريب خود به خود موازنه بار هم برقرار مي‌شود.

بررسي انجام پذير بودن يا نبودن يک واکنش :

نيروي الکتروموتوري (emf)

در يک سلول الکتروشيميايي همواره گونه کاهنده الکترون از دست داده و گونه اکسنده آن الکترون را جذب مي‌كنند.

در يک سلول الکتروشيميايي، اختلاف پتانسيل بين دو الکترود که سنجيده مي‌شود، در حقيقت همان ولتاژي است که از يک سلول به دست مي ايد. يعني اگر اين سلول به عنوان منبع توليد کننده جريان برق استفاده شود اين ميزان ولتاژ از آن به دست مي آيد.

اگر E يک سلول در حالت استاندارد (غلظت محلول هاي 00/1 مولار و گاز در فشار 1atm) سنجيده شود ميزان نيروي الکتروموتوري استاندارد آن سلول به دست مي آيد که از رابطه زير محاسبه مي‌شود.

هر چه تفاوت بين آند و کاتد بيشتر باشد يعني هر چه آند کاهنده تر و کاتد اکسنده تر باشد، نيروي الکتروموتوري سلول بيشتر است.

هر چه نيروي الکتروموتوري يک سلول بيشتر باشد، کارايي آن بيشتر است.

نيروي الکتروموتوري به جنس الکترودها و غلظت الکتروليت و دما وابسته است.

هر چه غلظت الکتروليت کاتدي (اطراف کاتد) بيشتر باشد به علت افزايش تعداد کاتيون ها اطراف کاتد، جذب الکترون راحت تر صورت گرفته و ولتاژ سلول بالا مي‌رود.

اما هر چه غلظت الکتروليت آندي کمتر باشد بعلت ديرتر اشباع شدن محلول از کاتيون ها، ولتاژ سلول بالاتر است (افت ولتاژ ديرتر صورت مي‌گيرد)

غلظت الکتروليت کاتدي مهم تر از غلظت الکتروليت آندي است.

با گذشت زمان به علت خورده شدن تيغه آند و تغيير غلظت الکتروليت ها، ولتاژ سلول کم مي‌شود.

سلول :

بدست آوردن ميزان مطلق براي پتانسيل الکترودها امکان پذير نيست. بنابراين از يک الکترود شاهد استاندارد براي اندازه گيري پتانسيل الکترودها استفاده مي‌كنند.

الکترودي شامل يک تيغه پلاتيني که در محلول 1.00 مولار يک اسيد يک ظرفيتي (حاوي يک مول ) و گاز با فشار يک اتمسفر از سطح آن عبور مي‌كند، الکترود استاندارد را تشکيل مي‌دهد.

اين الکترود استاندارد هيدروژن (SHE) داراي پتانسيلي صفر در هر دما است. مواد اکسنده تر از اين گونه نقش کاتد را در برابر SHE بازي مي‌كنند و پتانسيل الکترودي آنها مثبت است. و گونه هاي کاهنده تر، پتانسيل منفي را نسبت به اين الکترود دارند.

هنگامي که پتانسيل يک الکترود در حالي که غلظت الکتروليت در آن 1.00 مولار است با SHE سنجيده مي‌شود، ميزان آن سلول به دست مي آيد، در حقيقت اختلاف بين دو پتانسيل الکترودها، پتانسيل الکترودي سلول مورد نظر را مي‌دهد.

جدول سري الکتروشيمايي :

جدول سري الکتروشيميايي جدولي است که در آن گونه ها بر اساس پتانسيل الکترودي استاندارد (پتانسيل واکنش کاهش يعني الکترون گيري) قرار گرفته اند.

هر چه گونه اي کاهنده تر باشد چون آن کوچکتر است، در بالاي جدول و گونه هاي اکسنده تر در پايين جدول قرار دارند.

همواره پتانسيل کاهش گونه ها در نظر گرفته مي‌شود. گونه کاهنده چون تمايلي براي جذب کردن الکترون ندارد، پتانسيل کاهشي آن منفي است و گونه هاي اکسنده پتانسيل مثبت دارند.

Li کاهنده ترين گونه و فلوئور اکسنده ترين گونه است.

ترتيب کاهندگي آنيون هاي مشخص و معروف به اين صورت است :

اگر در مورد محلول حاوي Cl از غلظت محلول صحبتي نشده محلول را غيظ در نظر بگيريد

رقابت فلزات براي از دست دادن الکترون

هنگامي که يک تيغه فلزي در درون محلولي حاوي کاتيون هاي فلز ديگر قرار گيرد، با توجه به تمايل گونه ها براي جذب يا از دست دادن الکترون واکنش صورت مي‌گيرد.

اگر گونه فلزي تمايل بيشتري به از دست دادن الکترون داشته باشد، اين گونه الکترون هاي لايه ظرفيت خود را از دست داده و به صورت کاتيون وارد محلول مي‌شود. در حالي که کاتيون هاي درون محلول با جذب اين الکترون ها به صورت فلز اتمي، رسوب مي‌كنند.

قدرت کاهندگي (تمايل براي از دست دادن الکترون) بين تعدادي گونه ها به صورت زير است :

فلز بالاتر مي تواند کاتيون فلز پايين تر را بکاهد و خود اکسيد شده و به صورت کاتيون درآيد. به عنوان مثال فلز Mg در محلول حاوي کاتيون هاي ، اکسيد شده و آهن کاهش مي‌يابد.

نام گذاری الکل ها به روش آیوپاک

1. ابتدا زنجیره اصلی کربن را که بلندترین زنجیره است و گروه عاملی –OH روی آن قرار دارد انتخاب می کنیم.
2. کربن ها را از سمتی شماره گذاری می کنیم که به گروه عاملی نزدیکتر باشد.

سپس محل شاخه ها را با شماره کربن آنها مشخص کرده و در نهایت نام زنجیره اصلی را با توجه به تعداد کربن آن با افزودن پسوند (اُل) به کار می بریم.

اگر گروه عاملی در وسط زنجیره باشد، شماره گذاری را از سمتی شروع می کنیم که تعداد شاخه بیشتری دارد.

اگر شاخه ها متفاوت بود، هنگام نام گذاری، اولویت نوشتن با گروهی است که از نظر الفبای لاتین ارجح تر است.

در ترکیب بالا می توان این گونه نام گذاری کرد :

3- اتیل -3و6- دی متیل هپتانول

نام گذاری آلدهیدها و کتون ها و اسیدها

نام گذاری این ترکیبات نیز از همین قاعده پیروی می کند با این تفاوت که برای نام گذاری آلدهیدها پسوند (آل), برای کتون ها پسوند (اُن) و برای اسیدها پسوند (اوئیک)، اضافه می شود.

الکل های نوع اول الکل هایی هستند که گروه –OH آنها به کربن نوع اول متصل است. الکل های نوع دوم و سوم به ترتیب الکل هایی هستند که گروه OH آنها به کربن نوع دوم و سوم متصل باشند. از اکسایش الکل های نوع اول آلدهید و از اکسایش الکل های نوع دوم کتون به دست می آید. الکل های نوع سوم اکسید نمی شوند.

از اکسایش آلدهیدها نیز اسیدهای کربوکسیلیک حاصل می شوند. در حالی که کتون ها در برابر اکسایش مقاومت می کنند.

اگر عامل اکسنده قوی درباره اکسایش الکل به کار رود محصول نهایی اسید کربوکسیلیک خواهد بود. یعنی واکنش اکسایش در مرحله آلدهید متوقف نمی شود.

نام گذاری ترکیب های مولکولی

اگر چه برای نوشتن ساختارهای لوویس ترکیب های مولکولی چندين مرحله وجود دارد اما نام گذاری یک ترکیب مولکولی به ویژه در مورد ترکیب هایی که تنها از دو عنصر ساخته شده اند به نسبت ساده است. این ترکیب ها را می توان به یکی از دو روش زیر نام گذاری کرد. این دو روش شبیه روش هایی هستند که در مورد نام گذاری نمک ها در فصل 3 شرح داده شد.

روش نام گذاری با استفاده از پیشوند، ریشه نام عنصر و پسوند

شیمی دان ها اغلب ترکیبات مولکولی را با استفاده از پسوندهای لاتین نام گذاری می کنند. پیشوند و پسوند معمولاً به ریشه نام عنصرهای موجود در ترکیب افزوده می شود. برای مثال دواکسید از کربن، را به ترتیب کربن مونوکسید وکربن دی اکسید می نامند. معمولاً نام عنصری نخست گفته می شود که الکترونگاتیوی آن کم تر است. اگر فرمول مولکولی مورد نظر تنها یک اتم از عنصر اول داشته باشد از به کار بردن پیشوند مونو پیش از نام عنصر چشم پوشی می شود. برای مثال در دو ترکیب ذکر شده برای کربن پیشوند مونو به کار برده نمی شود.به ریشه اوکسی درست مانند برخی آنیونها در یک ترکیب یونی پسوند «ید» می افزایند. در ضمن برای نشان دادن تعداد اتم های اکسیژن از پیشوند استفاده می شود.

این پیش وندها به ترتیب تعداد اتم ها از 1 تا 10 عبارتند از: مونو، دی، تری، تترا، پنتا، هگزا، هپتا، اوکتا، نونا و دکا.

نام گذاری به روش استفاده از عدد اکسایش

در پیوندهای کووالانسی قطبی اتم الکترونگاتیوتر دارای جزیی بار منفی و اتم دیگر دارای جزیی بار مثبت است در این موارد می توان فرض کرد که بار الکتریکی به طور کامل روی اتم ها منتقل شده است. دراین صورت به این بارالکتریکی ظاهری نسبت داده شده به هراتم عدد اکسایش آن اتم می گویند. از عدد اکسایش می توان در نام گذاری ترکیب های مولکولی استفاده کرد.

تعیین عددهای اکسایش از روی فرمول شیمیایی

پیش از آن که عددهای رومی را در نام گذاری یک ترکیب مولکولی به کار گیرید باید عدد اکسایش هر اتم را تعیین کنید. این کار ممکن است کمی دشوار باشد زیرا برخی عنصرها بسته به دیگر اتم های موجود در ترکیب می توانند بیش از یک عدد اکسایش داشته باشند. جمع جبری عددهای اکسایش در یک ترکیب خنثی باید برابر صفر باشد. در این روش عنصری که الکترونگاتیوی آن بیش تر است دارای عدد اکسایش منفی خواهد بود.

برای محاسبه عدد اکسایش عناصر به نکات زیر توجه کنید:

1- فلزهای گروه 1 و 2 به ترتیب عدد اکسایش 1+ و 2+ دارند.

2- Al فقط عدد اکسایش 3+ دارد.

3- F فقط عدد اکسایش 1- دارد.

4- عدد اکسایش H تنها در مورد هیدرهای گروه 1 برابر 1- است در سایر ترکیبات عدد اکسایش H برابر 1+ است.

5- عدد اکسایش عناصر به حالت آزاد مثل صفر است.

6- عدد اکسایش یون تک اتمی برابر بار یون است.

7- و عنصر زیرین آن یعنی ایتریم فقط عدد اکسایش 3+ دارند. زیرا تمایل دارند با از دست دادن 3 الکترون به آرایش گاز نجیب دوره ماقبل خود برسند.

8- و عنصر زیرین آن یعنی کادمیم فقط عدد اکسایش 2+ دارند. زیرا تراز d در این دو عنصر پر و پایدار بوده بنابراین این دو عنصر فقط 2 الکترون مربوط به آخرین تراز S خود را در پیوندها شرکت می دهند.

برای نام گذاری به این روش باز دو ترکیب را مثال می زنیم و با استفاده از عددهای رومی برای نمایش عددهای اکسایش، CO را باید کربن (II) اکسید گفت زیرا C در این ترکیب دارای عدد اکسایش (2+) است و را باید کربن (IV) اکسید نامید.

نکته:

از گروه 1 تا 7 بزرگترین عدد اکسایش عناصر برابر شماره گروه آن هاست. از گروه 12 تا 17 بزرگ ترین عدد اکسایش عناصر برابر رقم یکان شماره گروه آن ها است.

PH معياري براي اندازه گيري غلظت يون در محلول هاي آبي است . به عبارتي PH معياري براي اندازه گيري قدرت اسيدي محيط است .

مقياس PH در دماي اتاق گستره اي از 0 تا 14 را در بر مي گيرد . PH آب خالص در دماي اتاق 7 است . هر چه محيط اسيدي تر باشد PH آن كمتر خواهد بود .

PH به غلظت محيط وابسته است . هر چه محيط رقيق تر باشد (در اسيدها) غلظت محيط كمتر خواهد شد ، پس PH بزرگتر مي شود .

در مورد بازها با رقيق شدن محلول غلظت كم مي شود پس POH افزايش يافته و PH كم مي شود .

PH+POH=14 در دماي اتاق

اثر دما بر PH :

هر چه دما بالاتر برود طبق اصل لوشاتوليه تعادل يونش (هميشه گرماگير است) به سمت راست رفته و غلظت يون هاي محيط افزايش پيدا مي كند .

توجه داشته باشيد با افزايش دما در مورد يونش آب ، هم غلظت زياد مي شود و هم غلظت در حقيقت هر دو به يك نسبت افزايش مي يابند پس آب همواره حالت خنثي خود را حفظ مي كند .

فرآيند گرماگير: در يك فرآيند گرماگير گرما جذب مي‌شود وآنتالپي سيستم افزايش مي‌يابد:

واكنش‌هاي گرماگير:

1- شكستن پيوند

2- تجزيه‌ي نمك‌هايي نظير كربنات‌ها ، نيترات ها ، كلرات‌ها و...

3- انحلال اغلب نمك‌ها در آب

4- ذوب شدن و تبديل جامد به مايع

5- تبخير شدن ( تبديل مايع به گاز)

6- تصعيد شدن ( تبديل جامد به گاز)

فرآيند گرماده: در يك فرآيند گرماده گرما آزاد مي‌شود و آنتالپي سيستم كاهش مي‌يابد

واكنش‌هاي گرماده :

1- تشكيل پيوند

2- سوختن

3- واكنش اسيدها و بازها با يكديگر

4- انحلال اسيدها و بازه ها در آب

5- انحلال اكسيد هاى فلزى در آب

6- انحلال اكسيد هاى نا فلزى در آب

7- انحلال برخى نمك ها در آب مانند و كليه‌ نمك هاى ليتيم دار مثل

8- انحلال گازها مانند آمونياك يا گاز در آب

9- انحلال مولد داراى پيوند هيدروژنى نظير الكل در آب

10- ميعان ( تبديل گاز به مايع )

11- انجماد ( تبديل مايع به جامد )

12- چگالش ( تبديل گاز به جامد )