ديد کلي

بطور کلي ، فلزات سه دسته‌اند. يک دسته ، آنهايي که مثلا طلا و پلاتين ، در مجاورت هوا اکسيد نمي‌شوند و نيازي به محافظت ندارند.
دسته دوم ، آنهايي که وقتي در مجاورت هوا قرار مي‌گيرند، اتمهاي سطحشان اکسيد مي‌شوند، ولي اکسيد آنها مقاوم است و چسبيده به فلز باقي مي‌ماند و خود لايه محافظي براي فلز مي‌شود. اين گونه فلزات هم نيازي به محافظت ندارند. مثل Zn ، Al ، CO ، Ni ، Sn ، Cr و نظير آنها.
دسته سوم فلزاتي که وقتي سطح آنها در مجاورت هوا اکسيد مي‌گردد، اکسيد آنها متخلخل است و به فلز نمي‌چسبد و از بدنه فلز کنده مي‌شود که فلز به تدريج فاسد شده ، از بين مي‌رود؛ مثل آهن. اينگونه فلزات را به روشهاي متفاوت از زنگ زدن محافظت مي‌نمايند، روشهايي مثل رنگ زدن ، زدن ضد زنگ ، چرب کردن سطح فلز بوسيله يک ماده روغني مانند گريس ، لعاب دادن ، آب فلز کاري و حفاظت کاتدي.

اصول حفاظت کاتدي

عمليات گالوانيزاسيون ، از روشهاي حفاظت کاتدي

در کنار فلز فاسد شدني ، يک فلز با پتانسيل احياء کمتر قرار مي‌دهند تا اگر اين دو فلز باهم يک پيل الکتروشيميايي تشکيل دادند، فلز داراي E احياي بيشتر، در نقش کاتد پيل قرار گيرد و خورده نشود. در اين پيل ، فلز داراي E کمتر خورده مي‌شود و فلز مقابلش را ازخطر زنگ زدن مي‌رهاند. اين طريقه حفاظت را حفاظت کاتدي مي‌نامند.
امروزه ، بدنه کشتيها ، پايه‌هاي اسکله‌ها و لوله‌هاي انتقال نفت و گاز را که در زير زمين کار مي‌گذارند، با همين روش حفاظت مي‌نمايند. مثلا در کنار آهن ، فلز منيزيم قرار مي‌دهند که منيزيم ، الکترون مي‌دهد و خورده مي‌شود.

آب فلز کاري

آب کاري فلزات به دو روش صورت مي‌گيرد:

گالوانيزاسيون

در اين روش ، فلز فاسد شدني را در مذاب يک فلز فاسد نشدني فرو مي‌برند و بيرون مي‌آورند تا سطح آن از يک لايه فلز فاسد نشدني پوشيده شود. مثلا ورقه‌هاي نازک آهني را در مذاب فلز روي فرو مي‌برند و بيرون مي‌آورند تا سطح آنها از فلز روي پوشيده شود و به اين طريق ورقه‌هاي آهن سفيد يا آهن گالوانيزه تهيه مي‌نمايند که در ساختن لوازمي مثلا لوله بخاري ، کانال کولر ، شيرواني منازل و از اين قبيل بکار مي‌رود. لوله‌هاي آب هم ، آهن سفيد هستند.
اگر ورقه‌هاي آهني را در قلع مذاب بزنيم و بيرون آوريم و سطح آنها را قلع اندود کنيم، حلبي بدست مي‌آيد که از آن در ساختن قوطي مواد غذايي ، نظير کنسروها استفاده مي‌گردد.

الکتروليز

در اين روش ، فلز آب گيرنده يا فاسد شدني را بجاي کاتد و فلز پوشش دهنده را بجاي آند قرار مي‌دهند و در ظرف الکتروليز ، محلولي از يک نمک فلز آب دهنده (فلز پوشش دهنده) را به عنوان الکتروليت مي‌ريزند. با برقراري جريان ، اتمهاي فلز آب دهنده (فلز پوشش دهنده) به صورت يون مثبت از آند کنده مي‌شود و از طريق الکتروليت ، بطرف کاتد يا آب گيرنده (فلز مورد آبکاري) رفته ، از آن الکترون مي‌گيرند و مجددا به صورت فلز در آمده ، بر سطح فلز (مورد آبکاري) مي‌نشينند و تمامي سطح آن را مي‌پوشانند.
به عنوان نمونه در آب فلز کاري يک قاشق مسي در نقش کاتد و نقره در نقش آند است. قاشق مسي را به کاتد وصل مي‌کنيم و الکتروليت مي‌تواند محلول نيترات نقره باشد. اتمهاي نقره به صورت يوناز ورقه نقره‌اي جدا شده و بسوي قاشق مسي مي‌روند. از آن الکترون مي‌گيرند و به صورت اتم در آمده بر سطح قاشق مي‌نشينند.
زيرا با اين که در آب ، يونهم وجود دارد، يونهاي در رقابت با يونهاي برنده مي‌شوند و به کاتد مي‌روند. در رقابت ميان يونهاي ،نيز يونهاي برنده شده ، به آند مي‌روند و الکترون اضافي خود را از دست داده و گاز اکسيژن توليد مي‌نمايند.

ظرف الکتوليز

تفاوت آهن گالوانيزه و حلبي

اگر سطح آهن سفيد خراش بردارد، آهن و روي باهم پيل الکتروشيميايي تشکيل مي‌دهند. در اين پيل ، روي خرده مي‌شود، زيرا پتانسيل احياء روي از پتانسيل احياء آهن کمتر است. اما اگر سطح حلبي خراش بردارد، قلع و آهن باهم پيل الکتروشيميايي تشکيل مي‌دهند. در اين پيل ، آهن خورده مي‌شود، زيرا پتانسيل احياء قلع از پتانسيل احياء آهن بيشتر است و آهن در نقش آند پيل عمل مي‌کند و از بين مي‌رود که اين طريقه زنگ زدن را زنگ زدن الکتروشيميايي مي‌نامند.

روئين شدن

بايد بدانيم که آهن ، در محيط مرطوب و اکسيژن‌دار زنگ مي‌زند و زنگ توليد شده ، اکسيد آهن III آبدار است که فرمول آن را معمولا بصورت و مي‌نويسند. چون مقدار آب آن در همه موارد يکسان نيست، اغلب موارد آن را به صورت و نشان مي‌دهند. محيط اسيدي (مثلا هواي داراي و در مجاورت با فلزي که تمايل کمتري براي از دست دادن الکترون دارد، به زنگ زدن يک فلز کمک مي‌نمايد.
روئين شدن يا پاسيو شدن بعضي از فلزات را مربوط به تشکيل لايه‌اي از اکسيد مي‌دانند که سطح فلز را مي‌پوشاند و در اسيد حل نمي‌شود. در مورد آهن که اکسيد مغناطيسي تشکيل مي‌دهد، اين اکسيد در بعضي اسيدها حل نمي‌شود.

آند و کاتد

پيلي که به عنوان منبع انرژي الکتريکي بکار مي‌رود، يک پيل ولتايي يا يک گالواني ناميده مي‌شود که از نام آلساندو ولتا و لوئيجي گالواني ، نخستين کساني که تبديل انرژي شيميايي به انرژي الکتريکي را مورد آزمايش قرار دادند، گرفته شده است. در اين پيل ، نيم پيلي که در آن واکنش اکسيداسيون صورت مي‌گيرد، نيم پيل آند و نيم پيلي که در آن واکنش کاهش يا احيا صورت مي‌گيرد، نيم پيل کاتد ناميده مي‌شود. در ترسيم يک پيل گالواني ، نيم پيل آند در سمت چپ و نيم پيل کاتد در سمت راست نمايش داده مي‌شود.

پيل دانيل

در يک دانيل ، نيم پيل سمت چپ شامل الکترودي از فلز روي و محلول ZnSO4 و نيم پيل سمت راست شامل الکترودي از فلز مس در يک محلول CuSO4 است. اين دو نيم پيل توسط يک ديواره متخلخل از هم جدا شده‌اند. اين ديواره از اختلاط مکانيکي محلولها ممانعت مي‌کند، ولي يونها تحت تأثير جريان الکتريکي از آن عبور مي‌کنند. واکنش نيم پيل آند به صورت Zn(s) ? Zn2 + (aq)+ 2e و واکنش نيم پيل کاتد به صورت (2e + 2 + Cu(aq) ? Cu)s است.

آند

هرگاه الکترودهاي روي و مس با يک سيم به هم متصل شوند، الکترونها از الکترود روي به طرف الکترود مس جاري مي‌شوند. در الکترود روي ، فلز روي اکسيد مي‌شود و به صورت يونهاي روي در مي‌آيد. اين الکترود ، آند پيل است و الکترونهايي که محصول اکسيداسيون هستند، از اين قطب ، پيل را ترک مي‌کنند.

کاتد

الکترونهاي ايجاد شده در آند ، از مدار خارجي گذشته به الکترود مس مي‌رسند و در آنجا يونهاي مس II را کاسته و آنها را به مس فلزي تبديل مي‌سازند. مسي که بدين ترتيب توليد مي‌شود، بر روي الکترود سمت راست مي‌نشيند. الکترود مس ، کاتد پيل است که در آنجا الکترونها وارد پيل (يا سلول) مي‌شوند و کاهش يا احيا صورت مي‌گيرد.

علامت آند و کاتد

چون الکترونها در الکترود روي توليد مي‌شوند، اين آند به عنوان قطب منفي در نظر گرفته مي‌شود. الکترونها در مدار خارجي هر پيل ولتايي که در حال کارکردن است، از قطب منفي به طرف قطب مثبت سير مي‌کنند. بنابراين کاتد که در آنجا الکترونها در واکنش الکترودي مصرف مي‌شوند، قطب مثبت است.

جهت حرکت آنيونها و کاتيونها

در نخستين نظر ، شگفت آور به نظر مي‌رسد که آنيونها يعني يونهايي که بار منفي دارند، بايد به طرف آند که الکترود منفي است، سير کنند و بر عکس کاتيونها که حامل بار مثبت هستند به طرف کاتد که قطب مثبت است، بروند (بايد توجه داشت که در داخل پيل حرکت يونها مدار الکتريکي را کامل مي‌کنند). اما بررسي دقيق واکنشهاي الکترودي پاسخ اين مساله ظاهرا غير عادي را بدست مي‌دهد. در آند ، يونهاي روي توليد مي‌شوند و الکترونها در فلز ، به جاي مي‌مانند. از طرف ديگر ، خنثي بودن الکتريکي محلول همواره بايد حفظ شود.
بنابراين در محلول پيرامون الکترود بايد به همان قدر بار منفي از آنيونها وجود داشته باشد که بار مثبت از کاتيونها وجود دارد. از اين رو يونهاي SO-24 به طرف آند مي‌روند تا اثر يونهاي Zn2+ را که توليد مي‌شوند خنثي کنند. در همان زمان ، يونهاي روي از آند دور مي‌شوند و به طرف کاتد مي‌روند. در کاتد الکترونها صرف کاهش يونهاي 2+Cu و تبديل آنها به فلز مس مي‌شوند. در حالي که يونهاي 2+Cu بار خود را تخليه مي‌کنند، يونهاي 2+Cu بيشتري به محوطه پيرامون کاتد مي‌آيند تا جاي يونهاي خارج شده را بگيرند. اگر چنين نشود ، يونهاي SO2-4 اضافي در اطراف کاتد ايجاد مي‌شوند.

نقش ديواره متخلخل

ديواره متخلخل را به اين منظور اضافه مي‌کنند که از اختلاط مکانيکي محلول نيم پيلها ممانعت به عمل آورد. بديهي است که اگر يونهاي 2+Cu با الکترود فلز روي تماس پيدا کنند، الکترونها به جاي آن که از مدار خارجي بگذرند، مستقيما به يونهاي 2+Cu منتقل خواهند شد. وقتي که سلول بطور عادي کار مي‌کند، انتقال از اين مدار کوتاه صورت نمي‌گيرد. زيرا يونهاي 2+Cu در جهتي حرکت مي‌کنند که از الکترود روي دور شوند.

پتانسيل احيا و نقش آن در تعيين آند و کاتد

در مقايسه پتانسيل احيا دو عنصر ، عنصري که پتانسيل احياي بالاتري دارد، به عنوان کاتد و عنصري که پتانسيل احياي پايين تري دارد، به عنوان آند پيل در نظر گرفته مي‌شود. در پيل دانيل نيز ، چون روي پتانسيل احياي پايين تري در مقايسه با فلز مس دارد، به عنوان آند و مس به عنوان کاتد و عنصر احيا شونده بکار رفته است.

چگونگي نمايش آند و کاتد در يک پيل

اگر در پيل دانيل ، محلولهاي 1M از ZnSO4 و 1M از CuSO4 بکار رفته باشد، آن پيل را با نمادگذاري زير نشان مي‌دهيم:
(Zn(s)?Zn2 + (1M)?Cu2 + (1M)?Cu)s
که در آن ، خطوط کوتاه عمودي ، حدود فازها را نشان مي‌دهند. بنابر قرار داد ، ماده تشکيل دهنده آند را اول و ماده تشکيل دهنده کاتد را در آخر مي‌نويسيم و مواد ديگر را به ترتيبي که از طرف آند با آنها برخورد مي‌کينم، ميان آنها قرار مي‌دهيم.

آنيون و کاتيون
ديد کلي

نيروي پيش برنده يک واکنش يوني ، جاذبه الکتروستاتيکي متقابل يون‌هاي ناهمنام است. اين جاذبه باعث آزاد شدن انرژي شبکه مي‌شود. انرژي شبکه، عامل مهمي در تعيين تعداد بار منفي يا مثبتي است که اتم‌ها به هنگام تشکيل يک بلور يوني مي‌پذيرند.

نامگذاري ترکيبات يوني

نامگذاري ترکيبات يوني بر قواعدي چند استوار است. ابتدا از کاتيون (يون مثبت) ترکيب نام برده مي‌شود و آنيون (يون منفي) پس از آن ذکر مي‌شود.

کاتيون

بيشتر کاتيون ها ، يونهاي تک اتمي‌اند که توسط فلزات بوجود مي‌آيند. اگر فلز تنها يک نوع کاتيون ايجاد کند، نام يون ، همانند فلز مربوط است. +Na يون سديم است. يعني فلز سديمي که ابتدا بصورت گازي در آمده است و از سديم يک الکترون با اعمال انرژي يونش گرفته شده است. 2+Mg يون منيزيم است. 3+Al ، يون آلومينيوم است.
برخي از فلزات بيش از يک نوع کاتيون بوجود مي‌آورند. در اينگونه موارد ، با نشان دادن تعداد بار کاتيونها در نامشان آنها را متمايز مي‌کنيم. بار اين نوع کاتيونها بصورت ارقام لاتين بعد از نام فارسي عنصر قرار داده مي‌شود. +Cu ، يون مس (I) و 2+Cu ، يون مس (II) است. در روشي قديمي‌تر براي متمايز کردن دو نوع يون بوجود آمده از يک فلز ، پسوندي به نام فلز افزوده مي‌شود. در اين روش ، هرگاه نماد فلزي از لاتين مشتق شده باشد، از نام لاتين فلز استفاده مي‌شود.
پسوند "- و" براي يون داراي بار مثبت کمتر و پسوند "- يک" براي يون با بار مثبت بيشتر مورد استفاده قرار مي‌گيرد. +Cu ، يون کوپرو و 2+Cu يون کوپريک است. +Fe ، يون فرو و 2+Fe يون فريک است.
توجه کنيد که در روش بالا تعداد بارها بروشني بيان نمي‌شود و نيز اين روش براي فلزاتي که بيش از دو نوع کاتيون توليد مي‌کنند، قابل استفاده نيست.

آنيون

آنيون هاي تک‌اتمي از اتم فلزات به وجود مي‌آيند. نام آنها از طريق حذف بخش آخر نام عنصر و افزودن پسوند "- يد" به باقيمانده به دست مي‌آيد. -Cl يون کلريد است. 2-O ، يون اکسيد است. 3-N يون نيتريد است. اما ، تمام آنيونهايي که نامشان به "يد" ختم مي‌شود تک اتمي نيستند. بلکه معدودي آنيونهاي چند اتمي نيز نامشان با اين پسوند ختم مي‌شود. مثلا -CN يون سيانيد است. -OH يون هيدروکسيد است. 2-O2 يون پروکسيد است.
آنيونهاي چند اتمي بسياري شناخته شده‌اند. بعنوان مثال 2-O2 يون پراکسيد ، Cr2O7-2 يون کرومات ، SO3-2 يون سولفيت و 3-AsO4 يون آرسنات است.

يون چند اتمي

اين يون ، يوني است که از چند اتم که با يکدگير پيوند کووالانسي دارند، بوجود مي‌آيد. کايتونهاي چند اتمي معدودند و دو نوع نمونه متداول عبارت اند از :
• +NH4 يون آمونيوم و 2+Hg2 يون جيوه (I) يا يون مرکورو.
• يون 2+Hg2 يون جيوه I ناميده شده است. زيرا مي‌توان آن را متشکل از دو يون +Hg (که با يکديگر پيوند کووالانسي دارند) در نظر گرفت.

نام ترکيبات يوني

نام ترکيبات يوني ، متشکل از نام کاتيون و پس از آن ، نام آنيون (بصورت لغتي جداگانه) است.
• Fe2O3: آهن (II) اکسيد يا فريک اسيد.
• PbCO3: سرب (II) کربنات يا پلمبوکربنات.
• NH4)2S): آمونيوم سولفيد
• Mg(NO3)2: منيزيم نيترات
• Cu(CN)2: مس (II) سيانيد يا کوپريک سيانيد.

اکسيداسيون-احيا

واکنشي را که در آن ، تبادل الکترون صورت مي‌گيرد، واکنش اکسيداسيون- احيا Oxidation - reduction ناميده مي‌شود.

تبادل الکتروني

احيا کننده 1<----- ne + احيا کننده 1
اکسيد کننده 2<-----ne - احيا کننده 2
اکسيد کننده 2 + اکسيد کننده1<----- احيا کننده 2 + احيا کننده 1
پس در نتيجه تبادل الکتروني بين يک اکسيد کننده و يک احيا کننده يک واکنش شيميايي رخ مي دهد.

فرآيند اکسيداسيون (اکسايش)

فرآيندي است که در آن يک جسم (اکسيد کننده) الکترون مي‌گيرد و عدد اکسايش يک اتم افزايش مي‌يابد.

فرآيند احيا (کاهش)

فرايندي است که در آن يک جسم (احيا کننده) الکترون از دست مي‌دهد و عدد اکسايش يک اتم کاهش مي‌يابد.

مثالي از واکنشهاي اکسايش و کاهش

بر اين اساس ، واکنش زير يک واکنش اکسايش و کاهش مي‌باشد. چون عدد اکسايش اتم S از صفر به +4 افزايش پيدا مي‌کند و مي‌گوييم گوگرد اکسيد شده است و عدد اکسايش اتم O از صفر به -2 کاهش پيدا کرده است و مي‌گوييم اکسيژن کاهيده شده است:
S + O2 ? SO2
که در آن ، در طرف اول عدد اکسيداسيون هر دو ماده صفر و در طرف دوم ، عدد اکسيداسيون گوگرد در ترکيب +4 و اکسيژن ، -2 است.
اما در واکنش زير اکسايش- کاهش انجام نمي‌شود، زيرا تغييري در عدد اکسايش هيچ يک از اتمها به وجود نيامده است:
SO2 + H2O ? H2SO4
که در SO2 ، عدد اکسيداسيون S و O بترتيب ، +4 و -2 و در آب ، عدد اکسيداسيون H و O بترتيب +1 و -2 و در اسيد در طرف دوم ، عدد اکسيداسيون H و S و O بترتيب ، +1 ، +4 و -2 است.

عامل اکسنده و عامل کاهنده

با توجه به چگونگي نسبت دادن اعداد اکسايش ، واضح است که نه عمل اکسايش و نه عمل کاهش بتنهايي انجام پذير نيستند. چون يک ماده نمي‌تواند کاهيده شود مگر آن که هم‌زمان ماده اي ديگر ، اکسيد گردد، ماده کاهيده شده ، سبب اکسايش است و لذا عامل اکسنده ناميده مي‌شود و ماده‌اي که خود اکسيد مي‌شود، عامل کاهنده مي‌ناميم.
بعلاوه در هر واکنش ، مجموع افزايش اعداد اکسايش برخي عناصر ، بايد برابر مجموع کاهش عدد اکسايش عناصر ديگر باشد. مثلا در واکنش گوگرد و اکسيژن ، افزايش عدد اکسايش گوگرد ، 4 است. تقليل عدد اکسايش ، 2 است، چون دو اتم در معادله شرکت دارد، کاهش کل ، 4 است.

موازنه معادلات اکسايش- کاهش

دو روش براي موازنه واکنشهاي اکسايش- کاهش بکار برده مي‌شود: روش يون- الکترون و روش عدد اکسايش.

روش يون- الکترون براي موازنه معادلات اکسايش- کاهش

در موازنه معادلات به روش يون- الکترون ، دو دستور کار که کمي با هم متفاوت‌اند، مورد استفاده قرار مي‌گيرد. يکي براي واکنشهايي که در محلول اسيدي انجام مي‌گيرد و ديگري براي واکنشهايي که در محلول قليايي صورت مي‌پذيرد.
مثالي براي واکنشهايي که در محلول اسيدي رخ مي‌دهد، عبارت است:
Cr2O7-2 + Cl- ? Cr+3 + Cl2
اين واکنش موازنه نشده ، طي عمليات زير موازنه مي شود:
_ابتدا معادله را به صورت دو معادله جزئي که يکي براي نشان دادن اکسايش و ديگري براي نشان دادن کاهش است، تقسيم کرده و عنصر مرکزي را در هر يک از اين نيم واکنش ها موازنه مي کنيم:
Cr2O7-2 ? 2Cr+3
2Cl- ? Cl2
_اتمهاي O و H را موازنه مي‌کنيم. در سمتي که کمبود اکسيژن دارد، به ازاي هر اکسيژن يک H2O اضافه مي‌کنيم و در سمتي که کمبود هيدروژن ديده مي‌شود، با افزودن تعداد مناسب +H آن را جبران مي کنيم. در مثال بالا، طرف راست ، معادله جزئي اول 7 اتم اکسيژن کم دارد، پس به طرف مزبور 7H2O افزوده مي‌شود. پس اتمهاي H معادله جزئي اول را با اضافه کردن چهارده +H به طرف چپ معادله، موازنه مي‌کنيم. معادله جزئي دوم ، بصورت نوشته شده ، از لحاظ جرمي ، موازنه است:
14H+ + Cr2O7-2 ? 2Cr+3 + 7H2O
2Cl-?Cl2
_در مرحله بعد ، بايد معادلات جزئي را از نظر بار الکتريکي موازنه مي‌کنيم. در معادله جزئي جمع جبري بار الکتريکي طرف چپ برابر +12 و در طرف راست +6 است. 6 الکترون به سمت چپ اضافه مي‌شود تا موازنه بار براي معادله جزئي اول حاصل شود. معادله دوم با افزودن دو الکترون به طرف راست ان موازنه مي‌شود، ولي چون تعداد الکترونهاي از دست‌رفته در يک معادله جزئي بايد برابر تعداد الکترونهاي بدست آمده در معادله جزئي ديگر باشد، بنابراين طرفين معادله جزئي دوم را در 3 ضرب مي‌کنيم:
6e- + 14H+ +Cr2O7-2 ? 2Cr+3 + 7H2O
6Cl- ? 3Cl2 + 6e
_معادله نهايي ، با افزايش دو معادله جزئي و حذف الکترونها بدست مي‌آيد:
14H+ + Cr2O7-2 + 6Cl- ? 2Cr+3 + 3Cl2 + 7H2O
مثالي براي واکنش هايي که در محلول قليايي صورت مي‌گيرد:
MnO4- + N2H4 ? MnO2 + N2
_معادله به دو معادله جزئي تقسيم مي شود:
MnO4- ? MnO2
N2H4?N2
_براي موازنه H و O در اين واکنش‌ها ، درسمتي که کمبود اکسيژن دارد، به ازاي هر اتم اکسيژن -2OH و سمت ديگر يک H2O اضافه مي‌کنيم و در سمتي که کمبود هيدروژن دارد به ازاي هر اتم هيدروژن ، يک H2O و در سمت مقابل يک -OH اضافه مي‌کنيم. سمت راست معادله جزئي اول دو اتم O کم دارد. لذا -4OH به سمت راست و 2H2Oبه سمت چپ مي‌افزاييم:
2H2O + MnO4- ? MnO2 + 4OH
براي موازنه جرمي معادله جزئي دوم ، بايد چهار اتم هيدروژن به سمت راست اضافه کنيم، لذا 4H2O به سمت راست و -4OH به سمت چپ اضافه مي‌کنيم:
-4OH + N2H4 ? N2 + 4H2O
_براي موازنه بار الکتريکي ، هر جا لازم است، الکترون اضافه مي‌کنيم و در اين جا بطرف چپ معادله جزئي اول ، سه الکترون و بطرف چپ معادله جزئي دوم ، چهار الکترون افزوده مي‌شود و براي موازنه کردن الکترونهاي بدست آمده و از دست رفته ، مضرب مشترک گرفته و معادله اول را در 4 و معادله دوم را در 3 ، ضرب مي‌کنيم:
12e- + 8H2 + 4MnO4- ? 4MnO2 + 16OH
_جمع دو معادله جزئي، معادله نهايي را بدست مي‌دهد:
4MnO4- + 3N2H4 ?4OH- + 4MnO2 + 3N2 + 4H2O

روش عدد اکسايش براي موازنه واکنشهاي اکسايش- کاهش

موازنه شامل سه مرحله است. براي مثال واکنش نيتريک اسيد و هيدروژن سولفيد را در نظر مي‌گيريم. معادله موازنه نشده به قرار زير است:
HNO3 + H2S? NO + S + H2O
_براي تشخيص اتمهايي که کاهيده يا اکسيده مي‌شوند، اعداد اکسايش آنها را از معادله بدست مي‌آوريم:
نيتروژن کاهيده شده (از +5 به +2 ، کاهشي معادل 3 در عدد اکسايش) و گوگرد اکسيد شده است (از -2 به صفر ، يعني افززايشي معادل 2 در عدد اکسايش)
_براي ان که مجموع کاهش در اعداد اکسايش برابر با مجموع افزايش اين اعداد باشد، ضرايبي متناسب به هر ترکيب نسبت مي‌دهيم:
2HNO3 + 3H2S?2NO + 3S +H2O
_موازنه معادله را ، با بررسي دقيقتر ، کامل مي‌کنيم. در مراحل پيشين تنها موازنه موادي مطرح شد که اعداد اکسايش انها تغيير مي‌کند. در اين مثال‌ ، هنوز ضريبي براي H2O در نظر گرفته نشده است. ولي ملاحظه مي‌شود که در سمت چپ واکنش 8 اتم H وجود دارد. همان سمت 4 اتم O نيز اضافي دارد. بنابراين ، براي تکميل موازنه ، بايد در سمت راست معادله ، 4H2O نشان داده شود:
2HNO3 + 3H2S ? 2NO +3S + 4H2O
پس معادلات اکسايش- کاهش مانند واکنش‌هاي الکتروشيميايي و واکنش هاي يوني را مي‌توان با يکي از دو روش نامبرده موازنه کرد.

الکتروشيمي

تمام واکنشهاي شيميايي ، اساسا ماهيت الکتريکي دارند، زيرا الکترونها در تمام انواع پيوندهاي شيميايي (به راههاي گوناگون) دخالت دارند. اما الکتروشيمي بيش از هر چيز بررسي پديده‌هاي اکسايش- کاهش است. روابط بين تغيير شيميايي و انرژي الکتريکي ، هم از لحاظ نظري و هم از لحاظ عملي حائز اهميت است.
از واکنشهاي شيميايي مي‌توان براي توليد انرژي الکتريکي استفاده کرد (در سلولهايي که سلولهاي ولتايي يا سلولهاي گالواني ناميده مي‌شوند) و انرژي الکتريکي را مي‌توان براي تبادلات شيميايي بکار برد (در سلولهاي الکتروليتي). علاوه بر اين ، مطالعه فرآيندهايي الکتروشيميايي منجر به فهم و تنظيم قواعد آنگونه از پديده‌هاي اکسايش - کاهش که خارج از اينگونه سلولها روي مي‌دهند، نيز مي‌شود. با برخي فرآيندهاي الکتروشيميايي آشنا مي‌شويم.

رسانش فلزي

جريان الکتريکي ، جاري شدن بار الکتريکي است. در فلزات ، اين بار بوسيله الکترونها حمل مي‌شود و اين نوع رسانش الکتريکي ، رسانش فلزي ناميده مي‌شود. با بکار بردن يک نيروي الکتريکي که توسط يک باتري يا هر منبع الکتريکي ديگر تامين مي‌گردد، جريان الکتريکي حاصل مي‌شود و براي توليد جريان الکتريکي ، يک مدار کامل لازم است. تشبيه جريان الکتريسيته به جريان يک مايع ، از قديم متداول بوده است. در زمانهاي گذشته ، الکتريسيته به‌صورت جرياني از سيال الکتريکي توصيف مي‌شد.
قراردادهاي قديمي که سابقه آنها ممکن است به "بنجامين فرانکلين" برسد و پيش از آن که الکترون کشف شود، مورد پذيرش بوده است، بار مثبتي به اين جريان نسبت مي‌دهد. ما مدارهاي الکتريکي را با حرکت الکترونها توجيه خواهيم کرد. اما بايد به خاطر داشت که جريان الکتريکي بنا به قرارداد بطور اختياري مثبت و به صورتي که در جهت مخالف جاري مي‌شود، توصيف مي‌گردد.
جريان الکتريکي برحسب آمپر (A) و بار الکتريکي برحسب (C) کولن اندازه گيري مي‌شود. کولن ، مقدار الکتريسيته است که در يک ثانيه با جريان 1 آمپر از نقطه‌اي مي‌گذرد: 1C = 1A.S و 1A = 1C/S . جريان با اختلاف پتانسيل الکتريکي که بر حسب ولت اندازه گيري مي‌شود، در مدار رانده مي‌شود. يک ولت برابر يک ژول بر کولن است. 1V = 1J/C يا 1V.C = 1J . يک ولت لازم است تا يک آمپر جريان را از مقاومت يک اهم بگذراند. I=?/R يا ?=IR

رسانش الکتروليتي

رسانش الکتروليت ، هنگامي صورت مي‌گيرد که يونهاي الکتروليت بتوانند آزادانه حرکت کنند، چون در اين مورد ، يونها هستند که بار الکتريکي را حمل مي‌کنند. به همين دليل است که رسانش الکتروليتي ، اساس توسط نمکهاي مذاب و محلولهاي آبي الکتروليتها صورت مي‌گيرد. علاوه بر اين ، براي تداوم جريان در يک رساناي الکتروليتي لازم است که حرکت يونها با تغيير شيميايي همراه باشد. منبع جريان در يک سلول الکتروليتي ، الکترونها را به الکترود سمت چپ مي‌راند.
بنابراين مي‌توان گفت که اين الکترود ، بار منفي پيدا مي‌کند. اين الکترونها از الکترود مثبت سمت راست کشيده مي‌شوند. در ميدان الکتريکي که بدين ترتيب بوجود مي‌آيد، يونهاي مثبت يا کاتيونها به طرف قطب منفي يا کاتد و يونهاي منفي يا آنيونها به طرف قطب مثبت يا آند جذب مي‌شوند. در رسانش الکتروليتي ، بار الکتريکي بوسيله کاتيونها به طرف کاتد و بوسيله آنيونها که در جهت عکس به طرف آند حرکت مي‌کنند، حمل مي‌شود.
براي اين که يک مدار کامل حاصل شود، حرکت يونها بايد با واکنشهاي الکترودي همراه باشد. در کاتد ، اجزاي شيميايي معيني (که لازم نيست حتما حامل بار باشند) بايد الکترونها را بپذيرند و کاهيده شوند و در آند ، الکترونها بايد از اجزاي شيميايي معيني جدا شده ، در نتيجه آن ، اجزا اکسيد شوند. الکترونها از منبع جريان خارج شده ، به طرف کاتد رانده مي‌شوند.
ادامه دارد .....
/خ