Download
1 / 75
800 likes | 2.34k Vues
الكيمياء الكهربية و الحركية 324. علم الكيمياء الكهربية. هو فرع من الكيمياء الفيزيائية وهو يدرس سلوك الجزيئات المشحونة ( - ve , + ve )وتفاعل هده الجزيئات مع بعضها البعض او مع الوسط المحيط بها. تصنيف الاقطاب.
E N D
علم الكيمياء الكهربية هو فرع من الكيمياء الفيزيائية وهو يدرس سلوك الجزيئات المشحونة (-ve , +ve)وتفاعل هده الجزيئات مع بعضها البعض او مع الوسط المحيط بها.
تصنيف الاقطاب يعتمد نوع القطب على طبيعة او نوعية التفاعل الذي يودي الى نشوء جهد القطب وتتميز معظم التفاعلات للاقطاب بأنها عكسية تحدث بين المادة الموجودة في المحلول بهيئة ايونية والمادة الموجودة على القطب بهيئة غير ايونيةحتى يحدث الاتزان بين القطب وايوناته. وفيما يالي عرض للانواع مختلفة من الاقطاب .
اولا :الاقطاب من النوع الاول . وهذه الاقطاب عدة انواع : 1- قطب معدن / أيونات معدن وهو الذي يتكون من قطب معدن (M) مثل النحاس (CU) المغمور في محلول ايونات المعدن (M+n) مثل ايونات النحاس الثنائي (CU+2) . تمثيل القطب : M+n / M CU+2 / CU تفاعل القطب : M+n + ne M CU+2 + 2e CU معادلة نرنست : E = E - RT / nfln 1 / aM+n E = E - RT / 2f ln 1 / a CU+2
2 – قطب اللامعدن / ايونات اللامعدن: وهو يتكون من قطب لامعدن (Me) مثل السلينيوم (Se) المغمور في محلول ايونات اللامعدن (Me-n) مثل ايونات السلينيوم الثنائي (Se-2) . تمثيل القطب : Me / Me-n Se / Se-2 تفاعل القطب : Me + ne Me-n Se + 2e Se-2 معادلة نرنست : E = E - RT / nfln 1 / a Me-n E = E - RT / 2f ln 1 / a Se-2
3 – القطب الغازي : هو الذي يتكون من غاز (X2)مثل الهيدروجين (H2) او الكلور(Cl2) المغمور في محلول لايونات نفس الغاز (Xn+-) مثل (H+) او (Cl-). ( ويتطلب هذا الامر وجود موصل معدني خام , بمعنى انه لا يدخل في التفاعل ولكنه يقوم بدور المانح للالكترونات فقط , ويستخدم عادة معدن البلاتين لهذا الغرض )
تمثيل القطب : Xn+ / X2 , Pt H+ / H2 , Pt تفاعل القطب : 2 Xn+ + ne X2 2 H+ + 2e H2 معادلة نرنست : E = E - RT / nfln ax2 /( aXn+ )2 E = E - RT / f ln a H2 /( a H+)2
ثانيا : الاقطاب من النوع الثاني . هذه الاقطاب لها اهمية خاصة فمنها الاقطاب المرجعية او القياسية مثل قطب الكالوميل او قطب الفضة كلوريد الفضة , وفيما يالي عرض لهذه الانواع :
1 – قطب المعدن / ايوناته شحيحة الذوبان ومن امثلة هذا النوع قطب الكالوميل او قطب الفضة كلوريد الفضة , وهو يتكون من معدن مثل ( الفضة ) مغطى بطبقة من احد مركبات المعدن شحيحة الذوبان (مثل كلوريد الفضة ) ومغمور في محلول يحتوي على الايون الاخر للملح وليس ايون المعدن (HCl) .
تمثيل القطب : Ag , AgCl / HCl تفاعل القطب : AgCl + e- Ag + Cl- معادلة نرنست : E = E0 – RT / 2 F In aAg / aAg+
اما قطب الكالوميل فهو يتكون من الزئبق (Hg) الملامس لملح كلوريد الزئبقوز (Hg2Cl2) الشحيح الذوبات المغمور في كلوريد البوتاسيوم (KCl) . تمثيل القطب : Hg , Hg2Cl2 / KCl تفاعل القطب : Hg2Cl2 + 2e- 2Hg + 2Cl- معادلة نرنست :
2 – قطب المعدن / اكسيد المعدن وفي هذا النوع يغطى سطح المعدن بأكسيد المعدن ويغمر في محلول يحتوي على ايونات الهيدروكسيد , وهذه الاقطاب تكون عكسية بالنسبة لايونات (OH-) في المحلول وتستعمل هذه الاقطاب مرجعية في المحليل الحمضية او القاعدية وكذلك تستعمل لحساب الرقم الهيدروجيني . ومن الامثلة على ذلك ما يلي :
قطب الزئبق / اكسيد الزئبق الثنائي تمثيل القطب : HgO , Hg / OH- تفاعل القطب : HgO + H2O + 2e Hg + 2OH- معادلة نرنست : E = E0 - RT / 2F In (aOH-)2
ثالثا : أقطاب الاكسدة والاختزال في هذا النوع يغمر معدن خامل مثل البلاتين في محلول يحتوي على ايونات مادة في حالة الاكسدة مع نفس الايونات في حالة الاختزال , ويقوم المعدن الخامل بدور الوسيط الذي يحدث بسببه التفاعل ومن الامثلة على ذلك النوع : قطب البلاتين المغمور في محلول يحتوي على ايونات النحاس الثنائية (Cu+2) وايونات النحاس الاحادية (Cu+) .
تمثيل القطب : Fe3+ , Fe 2+ / Pt تفاعل القطب : Fe3+ + e Fe2+ معادلة نرنست : E = E0 - RT / nF In aFe2+ / aFe3+
جهود الاقطاب المفردة كما ذكر سابقا فأنه يمكن معرفة جهد اي خلية من معرفة جهدي القطبين المكونين لها . ومن المهم ان نذكر ان جهد القطب المفرد لا يمكن قياسه تجريبيا , ولكن يمكن قياس الفرق في الجهد بين القطبين المكونين للخلية . وحتى يمكن حساب جهد قطب مفرد فأنه لابد وان يوصل مع قطب اخر جهده يساوي صفرا , وحيث انه لا يوجد قطب بهذه الصفة , اي فطب جهده يساوي صفرا , لذا فأنه لابد من الاعتماد على قطب قياسي اختياري بحيث يكون قطبا مرجعيا تقارن به حهود الاقطاب المختلفة . ولهذا الغرض فأننا نعرف قطب الهيدروجين على انه القطب المرحع . وقد تم الاتفاق على ان يؤخذ جهده عند جميع درجات الحرارة على انه مساو للصفر . ويتكون قطب الهيدروجين من قطعة من البلاتين على هيئة صفيحة مكسوة ببلاتين مجزأ وتحاط بغاز الهيدروجين ومغمورة في محلول يحتوي على ايونات الهيدروجين (H+) . فأذا كان ضغط الغاز يساوي جوا واحد وفاعلية ايونات الهيدروجين تساوي مولا واحدا فأن القطب يوصف حينئيذ بأنه قياسي وذلك عند جميع درجات الحرارة . وكما ذكر أعلاه فأن الجهد في هذه الحالة تساوي صفرا اصطلاحا ويوضح الشكل التالي رسما مبسطا لقطب الهيدروجين
معادلة نرنست ( هي معادلة تربط بين جهد الاكترود لتفاعل كهروكيميائي معين وبين تركيز المواد المؤكسدة والمواد المختزلة في التفاعل ) يتوقف جهد القطب (هو الجهد اللازم لجعل التفاعل يسير في اتجاه معين ) لفلز ما على تركيز ايوناتهفي المحلول وهذا واضح من معادلة الاتزان بين الفلز وايوناته OX + ne- Red
وتوضح معادلة نرنست العلاقة بين جهدالقطب وتركيز المحلول وهي تنص على ما يلي : معادلة
حيث : E = جهد القطب بالفولت . R = الثابت العام للغازات 8.314 j ˆ= عدد الإلكتورنات المتنقلة. T = درجة الحرارة المطلقة (273 + 25 C0 {M} = تركيز أيونات الفلز في المحلول . E0= الجهد القياسيو هو ثابت بالنسبة لكل فلز (يمكن الحصول عليه من المتسلسلة الكهروكيميائية) . واذا عوضنا عن قبم الثوابت في معادلة نرنست وحولنا اللوغاليتم (ln) وهي تساوي 2.3log واعتبارنا درجة الحرارة 25₀ تصبح المعادلة كالاتي :
الخلايا الجلفانية وهي تتكون من قطبين من النحاس Cu مغمور في محلول من كبريتات النحاس والاخر من الخارصين معمور في كبريتات الخارصين ويفصل المحلولين عن بعضهما فاصل مسامي يسمح فقط بتبادل الايونات عند مرور التيار الكهربي كما في الشكل التالي :
وعند توصيل قطبي الخلية عن طريق دائرة خارجية (سلك + جلفانوميتر ) نلاحظ مرور تيار كهربي مع حدوث التغيرات الاتية : 1 – نقص وزن قطب الجارصين • 2 – زيادة تركيز كبريتا الخارصين في المحلول • 3 – زيادة وزن قطب النحاس 4 – نقص تركيز كبريتات النحاس في المحلول
أ – يذوب قطب الخارصين متحولا من الحالة الفلزية الى الحالة الايونية فينقص وزن القطب ويزداد تركيز محلول كبريتات الخارصين . وهو تفاعل تأكسد تفقد فيه ذرات قطب الخارصين الكتروناتها متحولة الى ايونات تزيد من تركيز المحلول , وعلى ذلك يعتبر قطب الخارصين في هذه الخلية انه المصعد .
ب – تمر الالكترونات في الدائرة الخارجية من قطب الخارصين الى قطب النحاس الذي تحدث عنده عملية اختزال لايونات النحاس الموجودة في محلول كبريتات النحاس متحولة الى ذرات نحاس تترسب على سطح القطب قيزيد زونه بينما ينقص تركيز محلول كبريتات النحاس وعلى ذلك فيعتبر النحاس في هذه الخلية انه المهبط . وبجمع المعادلتين : ويستمر مرور التيار الكهربي بين قطب الخارصين وقطب النحاس حتى يتم ذوبان كل قطب الخارطين او ترسيب كل ايونات النحاس من محلول كبريتات النحاس فيقف التيار الكهربي في الدائرة الخارجية .
المتسلسلة الكهروكيميائية اذا رتبنا الفلزات ومعها الهيدروجين حسب جهد القطب القياسي لها فأننا نحصل على ما يعرف بالمتسلسلة الكهروكيميائية , ويبين الجدول التالي هذه المتسلسلة موضحا بها اهم الفلزات الشائعة وجهد القطب القيلسي لها والحالة المختزلة والحالة الكتأكسدة لكل فلز ويحتوي ايضا على متسلسلة مشابهة لبعض اللافلزات . وبالنظر في الجدول نجد ان : العناصر التي تحتل قمة المتسلسلة لها جهد قطب سالب لانها تتميز بميلها الشديد لفقد الالكتر ونات وتكوين ايونات موجبة ولذلك تعتبر هذه العناصر عوامل مختزلة قوية ومن الصعب اختزال حالتها المتأكسدة . وبالتدريج من اعلى المتسلسة الى اسفلها يقل ميل العناصر لفقد الالكترونات وذلك مع الاحتفاظ بالالكترونات ( او اكتسابها ) ولذلك تعتبر هذه العناصر عوامل مؤكسدة قوية . وقياسا على ذلك فأن اي عنصر يمكن ان يكون قطبا سالبا (عامل مختزلا ) بالنيبة للعناصر التي تليه في المتسلسلة . فالخارصين والماغنسيوم والرصاص والحديد ممكن ان تحل محل الهيدروجين في محاليل الاحماض , في حين لا يمكن للنحاس او الفضة او الذهب ان تحل محل الهيدروجين
∆G و Eالعلاقة بين كما اتضح لنا في فصل الثرموديناميك الكيميائي فأن التغير في طاقة جبس الحرة (∆G ) تعتبر مقياسا جيدا لمعرفة مدى تلقائية التفاعلات حيث ذكرنا ان التفاعل يكون تلقلئيا عندما يكون التغير في طاقة جبس الحرة سالبا اي ان ( 0> ∆G) ولحسن الحظ فأنه توجد علاقة بسيطة بين التغير في طاقة جبس الحرة والجهد لقطب او خلية ما وهذه العلاقة هي :
حيث (Z) عدد الالكترونات المنتقلة في تفاعل الخلية الموزون و(F) وثابت فاراداي و(E) جهد القطب او الخلية . وفي الحالة القياسية توجد علاقة متشابهة هي : ومن العلاقتين اعلاه تتضح لنا الحالات التالية : *عندما (0 < E) فأن ( 0> ∆G) والتفاعل تلقائي . * عندما (0 = E) فأن ( 0= ∆G) والتفاعل يكون في حالة توازن . * عندما (0 > E) فأن ( 0< ∆G) والتفاعل غير تلقائي .
ثابت التوازن من قياسات القوة الدافعة )E°الكهربية ( و العلاقة بين ثابت التوازن و كما مر معنا سابقا فأن التغير القياسي في طاقة حبس الحرة يرتبط بثابت التوازن بالعلاقة : حيث (R) ثابت الغازات وT درجة الحرارة المطلقة . ويمكن التعويض عن (°∆G ) بما يساويها من المعادلة ( ) حيث نحصل على : وبترتيب هذه المعادلة نحصل على العلاقة : وبالتعويض عن (R) و (F) بقيمتها حسب النظام الدولي للوحدات وباعتبار ان درجة الحرارة (298K) فأن ثابت التوازن يمكن كتابته على الصورة : ويتضح من هذه المعادلة انه : *عندما (1 < K) فأن ( 0< E°) * عندما (1 > K) فأن ( 0> E°) * عندما (1 = K) فأن ( 0= E°) ومن هذا يتضح لنا انه يمكن حساب اي من (E°) او (K) حسب المعلومات المتوفرة
التحليل الكهربي لقد اتضح لنا من دراستنا السابقة ان الخلايا الفولتية (الجلفانية )بأنواعها المختلفة هي الخلايا التي يحدث فيها تفاعل كيميائي ويتولد لذلك تيار كهربي . وبعبارة اخرى فأنالخلية الفولتية تستخدم لانتاج الكهرباء وعلى العكس من ذلك فأنه يمكن تسليط تيار كهربي على خلية لاحداث تفاعل كيميائي لا يتم تلقائيا وتسمى الخلية في هذه الحالة بالخلية الالكتروليتية وتسمى العملية بالتحليل الكهربي ويعتبر التحليل الكهربي مهما من الناحية الصناعية حيث يمكن بواسطته الحصول على العناصر في حالة نقية مثل الصوديوم والكلور من مركباتها . وسنشرح الان بعض الظواهر المرتبطة بعملية التحليل الكهربي .
1 – جهد التفكك لنأخذ على سبيل المثال التفاعلين التاليين : ففي التفاعل الاول تنتقل الالكترونات من النحاس الى الكلور ويتم هذا التفاعل تلقائيا ويمكن الاستفادة منه في عمل خلية فولتية اما التفاعل الثاني فهو غير تلقائي ويدل على انتقال الالكترونات من الكلور الى النحاس ولذا فلن يتم الا عندما يمد بكمية كافية من الطاقة . والتفاعل الاول يتم في خلية من النوع : والمحلول الالكتروليتي هو (CuCl2) ويمكن حساب الجهد القياسي لهذه الخلية بنفس الطريقة التي ذكرت سابقا حيث سنجد انه : اما التفاعل الثاني فيتم في الخلية كما يلي : ونظرا لن هذه الخلية هي عكس الخلية السابقة فأن جهدها القياسي سيكون مساويا لجهد الخلية الاولى ولكن باختلاف الاشارة , اي انه بالنسبة لهذه الخلية فأن(=-1.01(E°)). وعندما يوصل تيار خارجي بجهد اكبر قليلا من جهد الخلية الاولى وباتجاه معاكس فأن الالكترونات سوف تتدفق بالاتجاه المعاكس ايضا , وبالتالي فأن التفاعل الثاني سوف يتم عند هذه الظروف . وفي حالة كون الجهد الخارجي اقل من جهد الخلية الفولتية فأن التحليل الكهربي لكلوريد النحاس لن يحدث . ويسمى اقل جهد يلزم لبدء عملية التحليل الكهربي بجهد التفكك ومن الواضح ان الجهد اللازم لتفكك املاح المعادن ولأنيون معين سيقل كلما اتجهنا الى اسفل السلسلة الكهروكيميائية التي سبق الحديث عنها ويوضح الشكل التالي خلية تحليل كهربي .
وقد قام فاراداي عام 1834 م بدراسة التحليل الكهربي وتوصل الى القوانين التي تحكم التحليل الكهربي وتسمى القوانين بقوانين فاراداي في التحليل الكهربي . حتى يمكن فهم قوانين فارادايفأنه يستحسن وصف خلية التحليل الكهربي المستخدمة لهذا الغرض . القانون الاول : ( تتناسب كمية المادة التي يطرأ عليها تغير كيميائي ( ذوبان او ترسيب او تصاعد غاز ) عند الاقطاب طرديا مع كمية الكهرباء التي تمر في المحلول الالكترواليتي ). وتقاس كمية الهرباء بالكولوم حيث يعرف الكولوم بأنه عدد الامبيرات المارة في وحدة الزمن . ولذا فأذا كانت كمية المادة التي طرأ عليها تغير هي (m ) وشدة التيار هي (I) وزمن التيار هو (t) فأن القانون الاول يكتب على الصورة : أو حيث (K) ثابت التناسب . وثابت التناسب هذا يعتمد على نوع المادة التي طرأ عليها تغير ويسمى بالمكافئ الكهروكيميائي ويعرف بأنه كمية المادة التي يطرأ عليها تغير – اكسدة او اختزال – نتيجة لمرور كمية من الكهرباء قدرها كولوم واحد . فالمكافئ الكهروكيميائي للهيدروجين هو : و للفضة و هكذا : القانون الثاني : ( عند استعمال نفس الكمية من الكهرباء فأن كميات المواد التي يطرأ عليها تغير عند الاقطاب تتناسب طرديا مع اوزانها المكافئة ) فأذا كانت (m1 ) و (2m ) هما كتلتا المادتين اللتين طرأ عليهما تغير والمكافئان الكيميائيان للمادتين هما (E1) و (2E) على التوالي فأن القانون الثاني يكتب رياضيا على الصورة :
فعلى سبيل المثال فأن الكمية من الكهرباء التي ستطلق كمية من غاز الهيدروجين قدرها (1.008g) سترسب كمية من الفضة قدرها (107.88g) وهكذا..... وللعلم فأن المكافئ الكهروكيميائي يعرف بالعلاقة الاتية : =(k) المكافئ الكهروكيميائي
التأكل التأكل هو التلف الذي يصيب المعادن تدريجيا نتيجة للتفاعل بين الفلز والوسط المحيط وله تأثير مدمر على الفلز كالتفتيت او النحر او التحول الى اكاسيد ( مثل الصدأ في الحديد ) . ويمكن تقسيم التأكل من حيث طبيعته الى قسمين رئيسيين هما التأكل الكيميائي والتأكل الكهروكيميائي
اولا : التأكل الكيميائي : وينتج عن التفاعل الكيميائي المباشر بين الفلزات واللافلزات مثل الاكسجين و الكلور وثاني اكسيد الكبريت وبخار الماء . ولا يعتمد هذا النوع من التأكل على وجود محاليل او رطوبة كما لا يعتمد على سريان تيار كهربي , واذلك يعرف هذا النوع ايضا بالتأكل الجاف , ومن امثلة ذلك النوع تفاعل الحديد مع الاكسجين وثاني اكسيد الكبريت . وهذه التفاعلات الجافة تكون بطيئة جدا في درجات الحرارة العادية , ومن اهم الامثلة التي يشملها هذا النوع من التأكل هو تأكل صمامات العادم ومواسير العادم لمحركات الاحتراق الداخلي وكذلك الاجزاء الحديدية التي تتعرض لغازات الافران , فالغازات الناتجة من احتراق الوقود بأنواعه المختلفة غالبا ما تحتوي على ثاني اكسيد الكبريت بالأضافة الى بخار الماء والاكسجين الزائد. ويظهر التأكل الكيميائي على صورة تأكل منتظم ينتشر على جميع اسطح الفلز, ومثال على ذلك :
تأكل الحديد (صدأ الحديد) : صدأ الحديد من الامثلة المعروفة جيدا للتأكل الذي نراه في كل يوم من حياتنا حيث تتعرض الاجزاء المعدنية من الحديد او السبائك والغير محمية بطبقة عازلة تحميه من التأكل الى تكوين طبقة بنية تعرف بصدأ الحديد . وتأكل الحديد كهروكيميائيا يتكون من عمليتين مختلفتين , عملية انودية واخرى كاثودية : العملية الأنودية : العملية الكاثودية : وفي اغلب الاحيان فأن المساحات الكاثودية والانودية للحديد المتأكل تكون قريبة من بعضها البعض ولذلك فأن ايونات الحديدوز الناتج عند الانود تتفاعل مع ايونات الهيدروكسيد عند الكاثود وتعطي راسب من هيدروكسيد الحديدوز . وفي وجود اكسجين كافي فأن جزء من هيدروكسيد الحديدوز يتأكسد الى هيدروكسيد الحديديك ومن الممكن ان يتفاعل الهيدروكسيد مكونا كربونات الحديديك , اي ان الصدأ هو اكسيد الحديديك وكربونات الحديديك
ثانيا :التأكل الكهروكيميائي ( التأكل الرطب ) يحدث هذا النوع من التأكل تحت تأثير التيارات الكهربية التي تنشأ عن تكوين خلايا جلفانية على اسطح الفلز التأكل او الناشئة عن مصدر خارجي , ويشترط لحدوث التفاعلات الكهروكيميائية وجود الرطوبة او المحاليل الالكترولتية , ولذلك فأن هذا النوع من التأكل يعرف احيانا بالتأكل الرطب . ويمكن ان تنشأ التيارات الكهربية المسببة للتأكل الكهروكيميائي من اسباب مختلفة اهمها : 1 – تكوين خلايا جلفانية (نتيجة تلامس فلزين مختليفين او وجود شوائب فلزية في الفلز الاصلي ). 2 – وقوع اجهادات ميكانيكية على جزء من المعدن . 3 – اختلاف درجة حرارة الفلز في منطقتين متجاورتين . والتأكل الكهروكيميائي اكثر اهمية وشيعا من التأكل الكيميائي واليه تعزى معظم حالت تلف المعادن .
العوامل التي تؤثر على تأكل المعادن : 1 – نوع الفلز : كلما كان في اول المتسلسلة الكهروكيميائية كلما كانت قابليته للتأكل اكثر . 2 – درجة نقاوة الفلز : كلما كان الفلز نقيا كلما كان مقاومته للتأكل اكثر . 3 – طبيعة الطبقة المتكونة : اذا كانت الطبقة المتكونة متماسكة فأنها تمنع استمرار التأكل اما اذا كانت الطبقة المتكونة غير متماسكة فأنها لا تمنع التأكل . 4 – طبيعة الوسط : يحدث التأكل في المحاليل بدرجة اسرع منها في الهواء وذلك لان الايونات الذائبة تتوزع في المحلول وتساعد على زيادة التيار الكهربي . 5 – المواد الذائبة : المواد الذائبة نوعان : نوع يساعد على التأكل ونوع اخر يقلل التأكل او يمنعه . أ – المواد التي تساعد على التأكل : ايونات الهيدروجين , ايونات الاكسحين , ايونات الكلوريد . ب – مواد تمنع التأكل : وهي المواد المؤكسدة ( مثل حمض النيتريك ) في حالة الحديد حيث تتكون طبقة اكسيد الحديد المتماكسة والتي تمنع التأكل . 6 – وجود اجهادات واقعة على الفلز. 7 – وجود البكتريا والطحالب التي تلتصق بالاجسام المعدنية وتفرز مواد حمضية تساعد على التأكل.
قياس معدل التأكل : توجد طرق عديدة لقياس معدل التأكل وابسط هذه الطرق هي الطريقة الوزنية حيث توضع قطعة معدنية معلومة الوزن في وسط التأكل لفترة زمنية مناسبة ثم يقدر بعدها النقص في الوزن ومنه يمكن حساب معدل التأكل الذي يستفاد منه في اختيار المعدن المناسب للوسط المستخدم .
طرق الوقاية من التأكل : 1 – اختيار الفلز المناسب للوسط المناسب. 2 – ازالة الاجهادات الميكانيكية الواقعة على الفلز . 3 – الطلاء بالبويات والدكو . 4 – طلاء الاجسام المعدنية المدفونة في التربة ( مثل مواسير المياه ) بالبيتومين الذي يمنع التأكل .
5 – الوقاية المهبطية : تعتمد هذه على تحويل الجسم المعدني بأكمله الى كاثود فلا يتأكل , وهناك طريقيتين لتنفيذ ذلك : أ – يوصل الجسم المعدني المراد حمايته بفلز اخر اكثر نشاطا ( اقل جهد ) ومن امثلة ذلك توصيل انابيب البترول المدفونة تحت سطح الارض بكتل من الزنك مثلا كما في الشكل :
رسك حيث تصبح انابيب البترول هي الكاثود وكتلة الزنك هي الانود فيتأكل .
ب – الطريقة الاخرى هي توصيل انابيب البترول بالقطب السالب ( الكاثود ) لمصدر التيار الكهربي المستمر ويوصل القطب الموجب ( الانود) بقطعة من الحديد الخردة كما في الرسم :
رسم فعند تسليط التيار الكهربي المستمر تصبح الانبوبة المراد حمايتها القطب السلب بالتالي لا يتأكل .
6 – أضافة مثبطات التأكل : مثبطات التأكل هي مواد اذا اضيفت للمحاليل الملامسة لسطح تقلل من سرعة التأكل بدرجة ملحوظة وتنقسم الى : أ – مثبطات غير عضوية . ب – مثبطات عضوية .
الترسيب والطلاء الكهربي : الطلاء الكهربي هو ترسيب طبقة رقيقة من معدن معين على معدن اخر بهدف حمايتها من التأكل / او اعطائها مظهرا جذابا .وتتم عملية الطلاء اعتمادا على عملية التحليل الكهربي حيث توضع المادة المراد طلائها كاثود ( قطب سالب ) والمادة المريبة انود ( قطب موجب ) ويغمر القطبان في ملح المعدن المراد الطلاء به ومن ثم يسلط التيار بحيث يتم تفريغ ايون المعدن على الكاثود وبالتالي يتم ترسيبه كما في الشكل :
رسم ويوجد عوامل عديدة تؤثر على عملية الطلاء مثل التركيز وشدة التيار ونظافة السطح وغيرها .
بطاريات القدرة الكهربية : تعطي البطاريات المستخدمة في السيارات مثلا جيدا لتوليد الطاقة الكهربية نتيجة لحدوث تفاعل كيميائي . فمن خلال التفريغ الكهربي يحدث تفاعل تلقائي مشابه لما يحدث في الخلية الفولتية ويمكن اعادة شحن البطارية وذلك بتمرير تيار خارجي بحيث يمكن عكس التفاعلات السابقة ومن ثم استخدامها . وسنشرح بأختصار بعض مصادر القدرة الكهربية .
