سِلسلة أنت والعِلم 3: التيار الكهربائي Courant électrique

 

التيار الكهربائي Courant électrique

لكي تتبعوا معنا في هذه السلسلة، يجب أن تراجعوا الجزء الثاني والأول من سلسلة (أنت والعِلم).

1) الحركة العشوائية والحركة الموجهة 

1-أ) الحركة العشوائية  Mouvement aléatoire

وجدنا أن المواد الناقلة تحوي عددا كبيرا من الإلكترونيات الحرة (راجع الجزء الثاني )؛ هذه الإلكترونات الحرة لا تبقى في مكانها على العكس، تتحرك بحركة عشوائية.

في الشكل (1)، نبين قطعة صغيرة من ناقل يحوي عددا من الإلكترونات الحرة التي تتحرك بشكل عشوائي في كل الإتجهات؛ تحدث هذه الحركة في كل النواقل ولا توجد لها أي استخدام عملي،؛ وحتى تؤدي عملا نافعا فإن الإلكترونات الحرة يجب اجبارها على التحرُّك باتجاه واحد وليس بشكل عشوائي.

1-ب) الحركة الموجهة Mouvement Dirigé

بوضع شحنات كهربائية على طرفي الناقل، يمكن التأثير على حركة الإلكترونات ضمن الناقل، بحيث تتحرك كل أو معظم الإلكترونات في نفس الاتجاه.

  نبين في الشكل(2) كيف وضعنا شحنة سالبة في أحد طرفي الناقل، ووضعنا شحنة موجبة على الطرف الآخر؛ تقوم الشحنة السالبة بإبعاد الإلكترونات، في حين تقوم الشحنة الموجبة بجذب الإلكترونات؛ وبالنتيجة تتحرك الإلكترونات الحرة باتجاه واحد من الشحنة السالبة إلى الشحنة الموجبة.

بينا هنا كيف أن تطبيق شحنات كهربائية على طرفي الناقل، يُحوِّل الحركة العشوائية إلى حركة موجهة؛ والتي نطلق عليها اسم سريان التيار الكهربائي Flux électrique، ونقول عن ذلك أن التيار الكهربائي يتحرك ضمن الناقل، وبالتالي إذا وصلنا هذا السلك إلى طرفي بطارية، فإن التفاعل الكيميائي داخل البطارية يضمن سريان التيار ضمن السلك والذي يمكن أن يستمر لمدة طويلة.

2) ماذا يحدث داخل البطارية والسلك الموصل؟ pile et fil conductible

جرت العادة دائما أن الدائرة الكهربائية تُمثَّل بالدائرة المائية الشكل(3)، فالبطارية مثلا توازي مضخة الماء، والموصل يوازي مواسير المائية، وتيار الكهربائي يُشبه التيار المائي.

2-أ) داخل البطارية 

قبل أن ندرس ماذا يحدث داخل البطارية .. ! يجب أن ننتقل إلى الوراء شيئا ما، وبالتحديد  دروس السنة الثانية الثانوي من شُعبتَا العلوم التجريبية و الرياضية (كما قلت لكم سابقا أن أي فرع من علوم الفيزياء لكي تعرفه جيدا يجب أن تعود إلى أصوله الأولى)، لنرى ما يسمى بتفاعل (الأكسدة - الختزال)  Oxydoréduction بين فِلز (فلز يعني معدن Métal) وأيون فلزي (Ion métallique).

2-ب) التفاعل بين أيون النحاس II وفلز الزنك.

  1- تجربة

إذا غمسنا صفيحة من الزنك (الخارصين)، بعد تنظيفها، في محلول مائي لكبريتات النحاس II صيغتها الكيميائية هي: (⁻Cu²⁺ +  SO₄²) Sulfate de Cuivre II؛ نلاحظ ما يلي (شكل4):

•  تتوضع طبقة سوداء اللون، في البداية، على الجزء المغمور من الصفيحة الزنك، التي تأخذ تدريجيا لونا مُحمراّ، ويتعلق الأمر بترسب النحاس على صفيحة الزنك.
• يفقد محلول كبريتات النحاس II لونه الأزرق تدريجيا؛ إلى أن يصبح صافيا عند نهابة التفاعل، مما يدل على اختفاء أيون النحاس اا (⁺Cu² ) من المحلول.
• عندما نأخذ في أنبوب اختبار قليلا من المحلول الصافي (نأخذ عينة من الإناء الأخير لشكل4)؛ ونضيف إليه محلول الصودا، نلاحظ تَكوُّن راسب أبيض لهيدروكسيد الزنك (الشكل5).

 

 نتأكد إذن من وجود أيونات الزنك ⁺Zn²  في المحلول المتبقي (الإناء الأخير لشكل4).

 2- استنتاج

 يتفاعل فلز الزنك مع أيونات النحاسII ليعطي أيونات الزنك  ⁺Zn² وفلز النحاس Cu، وذلك حسب المعادلة الحصيلة التالية:

     

      Zn + Cu²⁺ →  Zn²⁺ + Cu

ويكون هذا التفاعل:

• ناشرا للحرارة (exothermique)

• تلقائيا وكُليا: تختفي جميع الأيونات  ⁺Cu² ؛ إذن كانت كمية الزنك وافرة.
• سهلا كلما كان سطح التماس بين المحلول والفلز كبيرا. 

  يحدث خلال التفاعل انتقال الإلكترونات بين فلز الزنك والأيونات  ⁺Cu² :

• تفقد ذرة الزنك إلكترونين حسب نصف المعادلة:

   Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

 فتتأكسد، حيث تتحول إلى أيون  ⁺Zn²

• يكسب أيون النحاس الثاني (⁺Cu²) إلكترونين حسب نصف المعادلة: 

Cu²⁺ + 2е⁻→Cu        

 فيُختزل ويتحول إلى Cu (فلز).

ونحصل على المعادلة الحصيلة الإجمالية بجمع نصفي المعادلة الإلكترونية طرف بطرف، مع الحرص على أن يكون عدد الإلكترونات المفقودة من طرف  Zn مساويا لعدد الإلكترونات المكتسبة من طرف الأيون  ⁺ Cu² .

Zn   → Zn²⁺ + 2e⁻

                Cu²⁺ + 2e⁻  → Cu                                     

─────────────────────           

          Zn +   Cu²⁺ →    Zn²⁺ + Cu                       

ويسمى مثل هذا التفاعل: تفاعل أكسدة واختزال.

خلاصة:

إن التفاعل بين الأيونات ⁺Cu² وفلز الزنك Zn تفاعل أكسدة واختزال، يحدث خلاله:

• أكسدة الزنك بتحوله إلى أيونات  ⁺Zn² 

• اختزال أيونات ⁺Cu² بتحولها إلى فلز النحاس.

2-ج) دراسة عمود دانيال (أو خلية دانيال) Etude: accumulateur ou cellule Daniell

فكر العلماء في عمل أعمدة كهربائية جديدية (طبعا في ذلك الوقت .. !)؛ يَتلافَون فيها عيوب الاستقطاب polarisation وما ينتج من تقليل شدة التيار؛ وقد اخترعت عدة أعمدة مختلفة أُدخل في كل منها طريقة خاصة لمنع الاستقطاب؛ ومن هذه الأعمدة المشهورة عمود دانيال (سنقتصر فقط على دراسته في هذه المقالة ).

أ- وصف العمود: 

يتكون عمود دانيال من مقصورتين:

1. تحتوي الأولى على محلول مائي لكبريتات الزنك اا  ( ⁻Ζn²⁺+ЅO₄²) sulfate de zinc II الذي تُغمر فيه صفيحة من زنك، ونطلق عليه اسم القطب السالب (─)، وهو المصعد (أنود anode).
2. تحتوي الثانية على محلول مائي لكبريتات النحاس اا    (⁻Cu²⁺+ЅO₄²) الذي تُغمر فيه صحيفة من نحاس، ونطلق عليه اسم القطب الموجب (+)، وهو المهبط (كاثود cathode) .

ملاحظة للتوضيح: كل فلز يُغمر في محلول لأحد أملاحه (لوح الزنك في كبريتات الزنك، ولوح النحاس في كبريتات النحاس) 

ويمكن ربط هاتين المقصورتين، بقنطرة أيونية pont ionique تتكون من أنبوب صغير على شكل حرف U مملوء بمحلول مركز لكلور البوتاسيوم chlorure de potassium (Κ⁺+Cl⁻)؛ أو نترات البوتاسيوم nitrate de potassium )(K⁺+NO₃⁻)؛ ومُخثر بواسطة مادة أَغَارْ (agar-agar) هو نوع من الجيلاتين .. الفكرة هي أن هذه القنطرة تُمكِّنُ من تسهيل مرور الأيونات بين محلولين، دون أن يختلط هذان الأخِيران مُكَوِّنةً قنطرة وصلٍ (jonction)؛ الشكل(6).

ب- اشتغال العمود:

عندما نربط الفولطمتر voltmètre في الدائرة الخارجية بِقُطبي العمود؛ المربط الموجب للفولطمتر مع المربط القطب (+) لعمود دانيال، والمربط السالب للفولطمتر مع القطب (─) للعمود؛ نلاحظ أن إبرة الفولطمتر انحرفت جهة القطب الموجب للعمود؛ مما يدل على أنه تولَّد لدينا جهد كهربائي .. كيف يا ترى حصل هذا ..؟!.

إذا نظرنا إلى الشكل(6)، نلاحظ أن عمود دانيال ينقسم إلى جزأين:

• رقم 1 يسمى نصف عمود دانيال الأول.

• رقم 2 يسمى نصف عمود دانيال الثاني.

وأصل الفكرة كما جاءت من الفقرة (2-ب راجع الفقرة)؛ لكن هذه التجربة لا تُنتج أي جهد كهربائي، لأن صفيحة الزنك في تماس مباشر مع محلول   (⁻Cu²⁺+ЅO₄²)؛ وإذا تمعنا من جديد في الشكل(6) لرأيناه قد أصبح مُغايراً تماما لشكل(4).

أُنجز على هيئة دارة مغلقة تتكون من أربعة أجزاء رئيسية:

• جهة المصعد رقم 1.
• جهة المهبط رقم 2.
• قنطرة أيونية.
• أسلاك الربط.

قبل ربط العمود مثلا بالفولطمتر أو سلك التوصيل أو حتى القنطرة الأيونية، يبقى كلتا المحلولين  ( ⁻Ζn²⁺+ЅO₄²) و  (⁻Cu²⁺+ЅO₄²) في حالة توازن، أي أن مجموع الأيونات الموجبة يساوي مجموع الأيونات السالبة؛ لكن بعد أن نُدخل العمود في حالة شغل بربط بين أجزائه، يبدأ يعمل كمعمل كيميائي صغير .. !.

مثلا تفقد ذرة من صفيحة الزنك الكترونَيْن ⁻2e، فتتحول إلى أيون موجب  ⁺Ζn² يذوب في محلول كبريتات الزنك اا؛ ومن تم تُهاجر ال: ⁻2e ، من جهة أنود (المصعد) عبر الأسلاك الموصلة في اتجاه الفولطمتر، فتعمل على انحراف ابرة هذا الأخير جهة يمين العمود، وتكمل رحلتها إلى أن تصل إلى (المهبط)، وتستقر عند صفيحة النحاس؛ فتجذب إليها أيون النحاس الموجب ⁺Cu² المُذاب في ال:  (⁻Cu²⁺+ЅO₄²)، فيتَّحد ⁺Cu² مع ⁻2e ؛ فيُختزل ويترسب على صفيحة النحاس، ليعطي في الأخير ذرة النحاس صلبة ومُتعادلة الشحنة ذات اللون الأحمر الداكن (راجع الفقرة (2) 2-ب).

بعد استمرار عمود دانيال في العمل، فإن هذه العملية تؤدي إلى زيادة الشحنات الموجبة لأيونات الزنك ⁺Ζn² في محلول كبريتات الزنك اا (إناء 1)؛ وفي نفس الوقت يحدث نقصان للأيونات الموجبة بمحلول كبريتات النحاس اا (إناء 2)، مما يعني أن الشحنات الموجبة انضافت على المحلول رقم (1) فأصبح مشبعا بها؛ أما المحلول رقم (2) حصل معه  العكس، نقصت منه الأيونات الموجبة وبقيت فقط الأيونات ذات الشحن السالبة؛ هذا يُسبب توقفَ العمود عن العمل لعدم بقاء توازن الشحنات السالبة والموجبة، يعني اختل توازنه .. !

ولتفادي هذه المشكلة البديهية، كان الحل الوحيد هو  في وجود القنطرة الأيونية، التي تحتوي على ال:  (⁻Κ⁺+Cl)؛ (راجع(2)2-ج أ)؛ عند زيادة الأيونات السالبة في محلول كبريتات النحاس (إناء2)؛ فإن أيونات البوتاسيوم  ⁺Κ  الموجبة الموجودة في القنطرة  الملحية، تبدأ بالانجذاب والنزول نحو الأيونات السالبة لِتوازنها؛ وهكذا الحال بالنسبة للإناء 1 تنجذب الأيونات الكلور  ⁻сl السالبة الموجودة بالقنطرة الملحية نحو أيونات الزنك الموجبة لتوازنها كذلك.

        ഹഹഹഹഹഹഹഹ     

             إلى اللقاء في سلسلة أنت والعلم المقبلة إن شاء الله تعالى       

 تأليف: محمد بلحاج - تقني 

المراجع:

- كتاب الكيمياء شعبة العلوم التجريبية سنة 1994 م.

- العلوم الفيزيائية 1986 م.

    physique 6éme A.S.1983-