ما هو جهد الخلية القياسي؟
جهد الخلية القياسي، ويُرمز إليه بـ \(E^{\circ}_{cell}\)، هو الفولطية التي تنتجها الخلية الكهروكيميائية (الخلية الجلفانية) عندما تكون جميع المكونات عند الظروف القياسية: تركيز 1 مول/لتر للمحاليل، وضغط 1 ضغط جوي (أو 1 بار) للغازات، ودرجة حرارة 25 °م (298.15 كلفن). وهو مقياس مباشر لمدى ميل تفاعل الأكسدة والاختزال إلى دفع الإلكترونات عبر الدارة الخارجية. تشير القيمة الموجبة لـ \(E^{\circ}_{cell}\) إلى أن التفاعل تلقائي، وهي السمة المميزة لأي بطارية قادرة على أداء شغل مفيد.
كيفية استخدام هذه الحاسبة
ابحث عن جهدي الاختزال القياسيين لكلا نصفي التفاعل من جدول قياسي معتمد (ويجب كتابة كليهما على هيئة اختزال). أدخل القيمة الخاصة بالقطب الذي يحدث عنده الاختزال فعليًا (المهبط)، ثم القيمة الخاصة بالقطب الذي تحدث عنده الأكسدة (المصعد). تقوم الحاسبة بطرح قيمة المصعد من قيمة المهبط، وتُخبرك بما إذا كانت الخلية الناتجة تلقائية أم لا.
شرح المعادلة
المعادلة الحاكمة هي:
$$E^{\circ}_{cell} = \text{E}^{\circ}_{cathode} - \text{E}^{\circ}_{anode}$$
هنا تُؤخذ كل من \(E^{\circ}_{cathode}\) و\(E^{\circ}_{anode}\) على أنهما جهدا اختزال قياسيان كما هما تمامًا في الجدول — فلا حاجة لأن تعكس إشارة المصعد بنفسك؛ إذ إن عملية الطرح تأخذ في حسبانها أصلًا أن الأكسدة هي عكس الاختزال. ويكون المهبط دائمًا هو نصف التفاعل ذو جهد الاختزال الأكثر إيجابية في الخلية الجلفانية التلقائية.
مثال محلول
لنأخذ خلية دانيال الكلاسيكية المكوّنة من النحاس والخارصين. يُختزل النحاس عند المهبط (\(E^{\circ} = +0.34\) فولت)، بينما يتأكسد الخارصين عند المصعد (جهد اختزاله \(E^{\circ} = -0.76\) فولت). إذن:
$$E^{\circ}_{cell} = 0.34 - (-0.76) = 1.10 \text{ فولت}$$
وبما أن 1.10 فولت قيمة موجبة، فإن التفاعل تلقائي، وهذا بالضبط هو السبب في أن خلية الخارصين–النحاس تعمل كبطارية.
الأسئلة الشائعة
هل أعكس إشارة جهد المصعد؟ لا. أدخل كلتا القيمتين كجهدي اختزال قياسيين. فإشارة الطرح في المعادلة تتكفّل بعملية العكس تلقائيًا.
ماذا تعني قيمة \(E^{\circ}_{cell}\) السالبة؟ تعني القيمة السالبة أن التفاعل غير تلقائي بالصيغة المكتوبة؛ فهو يحتاج إلى مصدر طاقة خارجي (تحليل كهربائي) كي يحدث.
ما علاقة \(E^{\circ}_{cell}\) بالطاقة الحرة؟ ترتبطان بالعلاقة \(\Delta G^{\circ} = -nFE^{\circ}_{cell}\)، حيث \(n\) هو عدد مولات الإلكترونات المنتقلة و\(F\) ثابت فاراداي. فالقيمة الموجبة لـ \(E^{\circ}_{cell}\) تعطي قيمة سالبة لـ \(\Delta G^{\circ}\)، مؤكدةً تلقائية التفاعل.
