جهد غالفاني

في الكيمياء الكهربائية ، يُعرف جهد غالفاني (ويسمى أيضًا فرق جهد غالفاني ، أو فرق الجهد الداخلي ، Δφ، دلتا فاي) بأنه فرق الجهد الكهربائي بين نقطتين في كتلة طورين . [ ^{1 ] يمكن} أن يكون هذان الطوران مادتين صلبتين مختلفتين (مثل معدنين ملتحمين)، أو مادة صلبة وسائلة (مثل قطب معدني مغمور في محلول إلكتروليتي ).

سُمّي جهد غالفاني نسبةً إلى لويجي غالفاني .

أولًا، لننظر في جهد غالفاني بين معدنين. عندما يكون معدنان معزولين كهربائيًا عن بعضهما، قد يوجد فرق جهد عشوائي بينهما. مع ذلك، عند توصيل معدنين مختلفين إلكترونيًا، تتدفق الإلكترونات من المعدن ذي الجهد الأقل إلى المعدن ذي الجهد الأعلى حتى يتساوى مستوى فيرمي للإلكترونات في كتلة كلا المعدنين. يكون عدد الإلكترونات الفعلي المنتقل بين المعدنين صغيرًا (يعتمد على السعة الكهربائية بينهما)، ولا تتأثر شغل نطاقات الإلكترون عمليًا. بل إن هذه الزيادة أو النقصان الطفيف في الشحنة يؤدي إلى انزياح في جميع مستويات الطاقة في المعدنين. تتشكل طبقة كهربائية مزدوجة عند السطح الفاصل بين المعدنين. ^{[ 2 ]}

يمكن كتابة تساوي الجهد الكهروكيميائي بين الطورين المختلفين المتلامسين على النحو التالي:

${\displaystyle {\overline {\mu }}_{j}^{(1)}={\overline {\mu }}_{j}^{(2)}}$

أين:

• ${\displaystyle {\overline {\mu }}}$هو الجهد الكهروكيميائي
• يرمز j إلى الأنواع التي تحمل التيار الكهربائي في النظام (وهي الإلكترونات في المعادن).
• يشير (1) و (2) إلى المرحلة 1 والمرحلة 2 على التوالي.

الآن، يُعرَّف الجهد الكهروكيميائي لنوع ما بأنه مجموع جهده الكيميائي والجهد الكهروستاتيكي المحلي:

${\displaystyle {\overline {\mu }}_{j}=\mu _{j}+z_{j}F\phi }$

أين:

• μ هو الكمون الكيميائي
• z هي الشحنة الكهربائية التي يحملها حامل شحنة واحد (القيمة تساوي واحدًا بالنسبة للإلكترونات).
• F هو ثابت فاراداي
• Φ هو الجهد الكهروستاتيكي

من المعادلتين أعلاه:

${\displaystyle \phi ^{(2)}-\phi ^{(1)}={\frac {\mu _{j}^{(1)}-\mu _{j}^{(2)}}{z_{j}F}}}$

حيث يمثل الفرق على الجانب الأيسر فرق جهد غالفاني بين الطورين (1) و(2). وبالتالي، يتحدد فرق جهد غالفاني كلياً بالاختلاف الكيميائي بين الطورين؛ وتحديداً باختلاف الجهد الكيميائي لحاملات الشحنة في الطورين.

يتشكل فرق جهد غالفاني بين قطب كهربائي ومحلول إلكتروليتي (أو بين طورين موصلين كهربائيا آخرين) بطريقة مماثلة، على الرغم من أن الجهود الكيميائية في المعادلة أعلاه قد تحتاج إلى تضمين جميع الأنواع المشاركة في التفاعل الكهروكيميائي عند السطح البيني.

لا يمكن قياس فرق جهد غالفاني مباشرةً باستخدام الفولتميترات. ففرق الجهد المقاس بين قطبين معدنيين مُجمّعين في خلية لا يساوي الفرق بين جهدي غالفاني للمعدنين (أو مجموعهما مع جهد غالفاني للمحلول)، لأن الخلية تحتاج إلى وجود سطح تلامس معدني آخر، كما هو موضح في الرسم التخطيطي التالي لخلية غالفانية :

م ⁽¹⁾ | س | م ⁽²⁾ | م ⁽¹⁾

أين:

• M ⁽¹⁾ و M ⁽²⁾ هما معدنان مختلفان،
• يرمز الحرف S إلى الإلكتروليت،
• M ^(1)' هو المعدن الإضافي (يفترض هنا أنه المعدن (1)) الذي يجب إدخاله في الدائرة لإغلاقها،
• يشير الخط العمودي، |، إلى حدود الطور.

بدلاً من ذلك، يمكن كتابة جهد الخلية المقاس على النحو التالي: ^{[ 3 ]}

$// _ {j}^ {(1)}}{z_{j}F}}\right)=\left(\phi ^{(2)}-\phi ^{(1)}\right)-\left({\frac {\mu _{j}^{(2)}-\mu _{j}^{(1)}}{z_{j}F}}\right)}$

أين:

• يمثل E جهد قطب كهربائي واحد،
• (S) يشير إلى محلول الإلكتروليت.

من المعادلة أعلاه، يجب أن يكون للمعدنين المتلامسين إلكترونيًا (أي في حالة توازن إلكتروني) نفس جهد القطب. ^{[ 3 ]} كذلك، ستكون الجهود الكهروكيميائية للإلكترونات داخل المعدنين متساوية. مع ذلك، ستكون جهود غالفاني الخاصة بهما مختلفة (إلا إذا كان المعدنان متطابقين).

علاوة على ذلك، إذا تم تعريف${\displaystyle \pi }$، الجهد الكهربائي (أو الجهد الكهرومغناطيسي ^{[ 4 ]} )، كما

${\displaystyle \pi =-{\frac {\mu _{e}}{F}}+\phi }$،

وهو ما يعادل تقريبًا قيمة سالبة للجهد الكهروكيميائي المختزل للإلكترونات، مُقاسًا بوحدة الفولت. يُلاحظ أن ^{[ 5 ] [ 4 ]} ما يتم قياسه تجريبيًا باستخدام مسبار معدني خامل وفولتميتر هو${\displaystyle \pi }$.

• الجهد المطلق للقطب الكهربائي
• جهد القطب
• ITIES (الواجهة بين محلولين إلكتروليتيين غير قابلين للامتزاج)
• جهد فولت
• إمكانات دونان