دبیرستان شهید حسن نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما : آقای سلامی

موضوع : سلول های الکترو شیمیایی

شعبه: پیش دانشگاهی رشته علوم تجربی (15)

سال:94

دید کلی

تمام واکنش های شیمیایی ، اساساً ماهیت الکتریکی دارند، زیرا الکترون ها در تمام انواع پیوندهای شیمیایی (به راه های گوناگون) دخالت دارند. اما الکتروشیمی بیش از هر چیز بررسی پدیده‌های اکسایش- کاهش است. روابط بین تغییر شیمیایی و انرژی الکتریکی ، هم از لحاظ نظری و هم از لحاظ عملی حائز اهمیت است.

 

از واکنش های شیمیایی می‌توان برای تولید انرژی الکتریکی استفاده کرد ( در سلول هایی که سلول های ولتایی یا سلول های گالوانی نامیده می شوند ) و انرژی الکتریکی را می‌توان برای تبادلات شیمیایی به کار برد (در سلول های الکترولیتی).

علاوه بر این، مطالعه فرآیندهایی الکتروشیمیایی منجر به فهم پدیده‌های اکسایش - کاهش می‌شود.

رسانش فلزی جریان الکتریکی، جاری شدن بار الکتریکی است. در فلزات، این بار به وسیله الکترون ها حمل می‌شود و این نوع رسانش الکتریکی ، رسانش فلزی نامیده می‌شود. با به کار بردن یک نیروی الکتریکی که توسط یک باتری یا هر منبع الکتریکی دیگر تامین می‌گردد، جریان الکتریکی حاصل می‌شود و برای تولید جریان الکتریکی، یک مدار کامل لازم است. تشبیه جریان الکتریسیته به جریان یک مایع، از قدیم متداول بوده است. در زمان های گذشته ، الکتریسیته به‌صورت جریانی از سیال الکتریکی توصیف می‌شد.

قراردادهای قدیمی که سابقه آن ها ممکن است به "بنجامین فرانکلین" برسد و پیش از آن که الکترون کشف شود، مورد پذیرش بوده است، او بار مثبتی به این جریان نسبت می‌دهد. ما مدارهای الکتریکی را با حرکت الکترون ها توجیه خواهیم کرد. اما باید به خاطر داشت که جریان الکتریکی بنا به قرارداد به طور اختیاری مثبت و به صورتی که در جهت مخالف جاری می‌شود، توصیف می‌گردد.

جریان الکتریکی برحسب آمپر (A) و بار الکتریکی برحسب (C) کولن اندازه گیری می‌شود. کولن، مقدار الکتریسیته است که در یک ثانیه با جریان 1 آمپر از نقطه‌ای می‌گذرد:  1C = 1A.S و 1A = 1C/S .

جریان با اختلاف پتانسیل الکتریکی که بر حسب ولت اندازه گیری می‌شود، در مدار جاری می‌شود. یک ولت برابر یک ژول بر کولن است. 1V = 1J/C یا 1V.C = 1J.

یک ولت لازم است تا یک آمپر جریان از مقاومت یک اهم بگذرد. I = V / R یا V = IR

رسانش الکترولیتی، هنگامی صورت می‌گیرد که یون های الکترولیت بتوانند آزادانه حرکت کنند، چون در این مورد ، یون ها هستند که بار الکتریکی را حمل می‌کنند. به همین دلیل است که رسانش الکترولیتی، اساساً توسط نمک های مذاب و محلول های آبی الکترولیت ها صورت می‌گیرد. علاوه بر این، برای تداوم جریان در یک رسانای الکترولیتی لازم است که حرکت یون ها با تغییر شیمیایی همراه باشد. منبع جریان در یک سلول الکترولیتی ، الکترون ها را به الکترود سمت چپ می‌راند.

 

بنابراین می‌توان گفت که این الکترود، بار منفی پیدا می‌کند. این الکترون ها از الکترود مثبت سمت راست کشیده می‌شوند. در میدان الکتریکی که بدین ترتیب به وجود می‌آید، یون های مثبت یا کاتیون ها به طرف قطب منفی یا کاتد و یون های منفی یا آنیون ها به طرف قطب مثبت یا آند جذب می‌شوند. در رسانش الکترولیتی، بار الکتریکی به وسیله کاتیون ها به طرف کاتد و به وسیله آنیون ها که در جهت عکس به طرف آند حرکت می‌کنند، حمل می‌شود.

دیبرستان شهید نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما:اقای سلامی

موضوع :مدل ارنیوس

پیش دانشگاهی رشته علوم تجربی

سال:93-94

مدل آرنیوس

در دهه ی 1890 یک شیمی دان سوئدی به نام سوانت آرنیوس طی پژوهش هایی روی رسانایی الکتریکی و برقکافت ترکیب های محلول در آب، به مدلی برای اسیدها و بازها دست یافت. در این مطلب به تشریح این مدل تحت عنوان مدل آرنیوس خواهیم پرداخت.

اسید آرنیوس:

ماده ای است که در آب حل می شود و یون هیدروژن (H_(aq)⁺)    تولید یا آزاد می کند.

 

باز آرنیوس:

ماده ای است که در آب حل می شود و یون هیدروکسید  (OH_(aq)^-)  تولید یا آزاد می کند.

 

 

طبق تعریف آرنیوس از اسید و باز می توان گفت از آنجایی که اکسید نافلزها به هنگام حل شدن در آب، واکنش داده و یون

(H_(aq)⁺)  تولید می کنند.، می توان آن ها را اسید آرنیوس به شمار آورد. هم چنین از آنجایی که اکسید فلزها به هنگام حل شدن در آب، واکنش داده و یون  (OH_(aq)^-)   تولید می کنند، می توان آن ها را جزو بازهای آرنیوس حساب کرد.

نکته:  CO,N₂O ,NO  سه اکسید نافلزی هستند که انحلال فیزیکی داشته و در آب تولید H_(aq)⁺  نمی کنند، به همین دلیل این سه اکسید را نمی توان جزو اکسیدهای اسیدی محسوب کرد.

واکنش خنثی شدن اسید – باز:

 واکنش زیر را بین محلول هیدروکلریک اسید و محلول پتاسیم هیدروکسید مشاهده کنید:

اگر ترکیب های یونی موجود در این واکنش را به صورت تفکیک شده بنویسیم، خواهیم داشت:

توجه: H₂O  یک ترکیب مولکولی است و نمی توان آن را به صورت تفکیک شده نوشت.

همان طور که مشاهده می کنید یون های K_(aq)⁺   و CL_(aq)^-  در هر دو واکنش وجود دارند و نقشی در انجام واکنش نداشته اند. به چنین یون هایی که عیناً در دو طرف واکنش تکرار می شوند و هیچ پیوند شیمیایی جدیدی ایجاد نمی کنند یون ناظر یا تماشاگر گفته می شود. حال اگر یون های ناظر را از دو طرف حذف کنیم، آنچه که باقی می ماند به صورت زیر است:

آرنیوس این و اکنش را به عنوان واکنش اصلی خنثی شدن اسید – باز در نظر گرفت.

همان طور که قبلاً گفته شد، H_(aq)⁺  به صورت آزاد نمی تواند وجود داشته باشد چون جذب آب شده و تبدیل به یون هیدرونیم (H₃O_aq⁺)  می شود، امُا در زمان آرنیوس هنوز یون هیدرونیم کشف نشده بود. به هر حال امروزه واکنش خنثی شدن را به این صورت نشان می دهیم:

ضعف مدل آرنیوس:

مدل آرینوس یک ایراد مهم دارد. آرنیوس اسید و باز را به محیط آبی محدود کرده بود. حال آن که گاهی یک اسید و یک باز می توانند بدون حضور آب و  در فازی غیر محلول، اثر یکدیگر را خنثی کنند.

واکنش آمونیاک با هدروژن کلرید که منجر به تولید نمکی به نام آمونیوم کلرید یا نشادر می شود، بیان گر محدودیت مدل آرنیوس است.

آمونیوم کلرید یا نشادر  (NH₄CL)  یک جامد یونی سفید رنگ است امّا در لحظه ی تشکیل در این واکنش به صورت ریز ذره های معلّق در هوا است که به شکل یک ابر سفید رنگ  دیده می شوند. این ذرات بعد از مدتی ته نشین شده و پودر سفید رنگ  NH₄CL  به دست می آید.

سوال:  کدام عبارت در ارتباط با مدل آرنیوس نادرست است؟

1-     تنها در حالت محلول قابل استفاده است.

2-     تعریف محدودی از اسید و باز ارائه می کند.

3-     باز آرنیوس ماده ای است که در حلال معین حل می شود و OH_(aq)^-  را تولید یا آزاد می کند.

4-     آرنیوس این مدل را با پژوهش روی برقکافت ترکیب های محلول در آب ارائه داد.

دبیرستان شهید نصیری

محمدمهدی یوسفی

استاد راهنما: اقای سلامی

موضوع: مدل های ارنیوس

چهارم تجربی

ساس:93-94

مدل ار نیوس

در دهه ی 1890 یک شیمی دان سوئدی به نام سوانت آرنیوس طی پژوهش هایی روی رسانایی الکتریکی و برقکافت ترکیب های محلول در آب، به مدلی برای اسیدها و بازها دست یافت. در این مطلب به تشریح این مدل تحت عنوان مدل

آرنیوس خواهیم پرداخت.

اسید آرنیوس:

ماده ای است که در آب حل می شود و یون هیدروژن(H_(aq)⁺)    تولید یا آزاد می کند.

اسید و باز

اسیدها موادی ترش مزه‌اند که خاصیت خورندگی دارند و شناساگرها را تغییر رنگ می‌دهند و بازها را خنثی می‌کنند. بازها موادی با مزه گس هستند که تلخ اند و حالتی مانند صابون در تماس با دست دارند، شناساگرها را تغییر رنگ می‌دهند و اسیدها را خنثی می‌کنند. همچنین اگر یک اسید و یک باز با هم واکنش بدهند تولید نمک و گاز هیدروژن می کنند.

دبیرستان شهید نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما :اقای  سلامی

چهارم تجربی

موضوع:  نظریه برخورد

مقدمه

چون قوانین بقا در مکانیک کوانتومینیز معتبر هستند، لذا نتایجی که از استعمال آنها حاصل می‌شود که در مورد ذراتی با اندازه‌های اتمی و زیراتمی و کلان نیز معتبر است. در بیشتر مسائل برخورد ، ذرات برخورد کننده با سرعت ثابت حرکت می‌کنند و مدتی قبل از برخورد و بعد از آن تحت تأثیر هیچگونه نیرویی قرار نمی‌گیرند، در حالی که به هنگام برخورد ، تحت تأثیر نیروهایی هستند که بر یکدیگر وارد می‌کنند.

بنابراین از آنچه گفته شد، می‌توان نتیجه گرفت که برخورد را می‌توان با توجه به نوع و اندازه ذرات برخورد کننده مورد مطالعه قرار داد. به عنوان مثال ، در برخورد دو ذره با اندازه‌های بزرگ ، برخورد و تماس ذرات با یکدیگر کاملا اتفاق می‌افتد، در صورتی که در برخورد ذرات باردار اصلا تماسی بین ذرات صورت نمی‌گیرد، بلکه ذرات در اثر نیروهایی که به یکدیگر وارد می‌کنند، از کنار یکدیگر پراکنده می‌شوند. بنابراین ، در حالت کلی برخورد را می‌توان از دو دیدگاه مکانیک کلاسیکو مکانیک کوانتومی مورد مطالعه قرار داد.

دیبرستان شهید نصیری

محمد مهدی یوسفی

استاد راهنما:اقای سلامی

موضوع :سینتیک شیمیایی

چهارم تجربی

سال:93-94

سینتیک شیمیایی

چکیده: در حالت کلی سینتیک شیمیایی را می‌توان علم مطالعه سیستم های ناظر برتجزیه شیمیایی و یا تغییر حالت مولکول ها دانست. به عبارت دیگر سینتیک را می‌توان علم مکمل ترمودینامیک دانسته و سیستم هایی را که توزیع انرژی آنها با زمان تغییر می‌نماید مطالعه کرد. نظریه‌هایی که اثرات متقابل شیمیایی را توجیه می‌کنند بطور گسترده‌ای بر اساس نتایج تجربی پایه گذاری شده‌اند که با روشهای ترمودینامیکی و سینتیکی به دست می‌آیند.

متن مقاله:

محمد مهدی یوسفی

چهارم تجربی

استاد راهنما: اقای سلامی

موضوع :تعادل شیمیایی

سال : 93-94

تعادل شیمیایی، معرفی واکنش ها و سامانه های تعادلی

این مقاله سرفصلی برای شروع مبحث آشنایی با تعادل های شیمیایی است. در این جا ابتدا شما را با واکنش های برگشت پذیر که مبنای درک عنوان این بخش یعنی تعادل شیمیایی است، آشنا می کنیم و به دنبال آن ویژگی های عمومی سامانه های تعادلی را برخواهیم شمرد.

الگوی تدریس شیمی 4 مبتنی بر IT -  بخش 4 الکتروشیمی

عنوان : رقابت فلزها برای از دست دادن الکترون

لینک دانلود Download

منبع : گروه شیمی دفتر برنامه ریزی وتالیف کتب درسی

الگوی تدریس شیمی 4 (پیش دانشگاهی ) - مبتنی بر IT

عنوان : سلول الکتروشیمی

لینک دانلود Download

منبع : گروه شیمی دفتر برنامه ریزی و تالیف کتب درسی