ما هي حاسبة التحليل الكهربائي؟
تعتمد هذه الحاسبة على قانون فاراداي الأول للتحليل الكهربائي لتحديد كمية المادة التي تترسب على القطب (أو تتحرر على هيئة غاز) عند تمرير تيار كهربائي خلال محلول إلكتروليتي. وهي أداة فيزيائية وكيميائية عامة تستند إلى ثوابت أساسية، لذا فهي صالحة للاستخدام في أي مكان.
كيفية الاستخدام
أدخل قيمة التيار بالأمبير، والزمن بالثواني، والكتلة المولية للمادة بالجرام لكل مول، وعدد الإلكترونات (n) المنتقلة لكل أيون (على سبيل المثال، \(n = 2\) للنحاس Cu²⁺، و\(n = 1\) للفضة Ag⁺، و\(n = 3\) للألمنيوم Al³⁺). تُرجع الحاسبة الكتلة المترسبة بالجرام، والشحنة الكلية المارة، وعدد مولات المادة الناتجة.
شرح المعادلة
تُحسب الكتلة المترسبة من العلاقة الآتية:
$$m = \dfrac{I \cdot t \cdot M}{n \cdot F}$$
حيث تمثل \(Q = I \cdot t\) الشحنة الكلية بالكولوم. وعند القسمة على \(n \cdot F\) (إذ إن \(F = 96485\) كولوم/مول هي ثابت فاراداي) نحصل على عدد مولات المادة، ثم بالضرب في الكتلة المولية \(M\) نحوّل المولات إلى جرامات. ويمثل حاصل الضرب \(n \cdot F\) مقدار الشحنة اللازمة لترسيب مول واحد من المادة.
مثال محلول
لنفترض أن تياراً مقداره 2 أمبير يسري لمدة ساعة واحدة (3600 ثانية) عبر محلول كبريتات النحاس. الكتلة المولية للنحاس \(M = 63.55\) جرام/مول وعدد الإلكترونات \(n = 2\). الشحنة \(Q = 2 \times 3600 = 7200\) كولوم. الكتلة \(= \dfrac{7200 \times 63.55}{2 \times 96485} = \dfrac{457560}{192970} \approx\) 2.371 جرام من النحاس المترسب.
الأسئلة الشائعة
ما هو n؟ هو عدد الإلكترونات المتبادلة لكل أيون في تفاعل القطب — ويساوي مقدار شحنة الأيون.
لماذا تساوي F القيمة 96485؟ ثابت فاراداي هو شحنة مول واحد من الإلكترونات (≈ 96485 كولوم لكل مول).
هل يمكنني استخدام الدقائق بدلاً من الثواني؟ لا — حوّل الزمن إلى ثوانٍ أولاً (اضرب الدقائق في 60، والساعات في 3600).
