جهد الخلية

خطوات الاستخدام

الخطوة 1: املأ القيم المطلوبة في حقول الإدخال بالأعلى بدقة.

الخطوة 2: تأكد من اختيار الوحدات المناسبة (مثل النسب المئوية، العملات، أو الوحدات الفيزيائية) إذا كانت متوفرة.

الخطوة 3: اضغط على زر الحساب لتطبيق الصيغة الرياضية ومعالجة البيانات فورياً.

الخطوة 4: راجع النتائج النهائية والرسوم البيانية الموضحة، واستخدم خطوات الحل لفهم العملية الحسابية بالتفصيل.

أمثلة محلولة

تطبيقات عملية على جهد الخلية بخطوات الحل كاملة.

الحل
لحساب جهد الخلية، نحدد أولاً الأنود والكاثود. في هذه الخلية، الزنك يتأكسد (يفقد إلكترونات) لأنه ذو جهد اختزال أقل (أكثر سالبية)، لذا فهو الأنود. النحاس يختزل (يكسب إلكترونات) وهو الكاثود. إذن: E°cell = E°(كاثود) - E°(أنود) = (+0.34 V) - (-0.76 V) = +1.10 V. جهد الخلية موجب (1.10 فولت)، مما يعني أن التفاعل تلقائي ويمكن استخدام الخلية لتوليد طاقة كهربائية. هذا هو أساس بطارية الزنك-نحاس التقليدية. يمكن التحقق من العفوية أيضاً عبر حساب ΔG° = -nFE°cell، حيث n عدد الإلكترونات المتبادلة (2) وF ثابت فاراداي. ΔG° سالبة تؤكد العفوية.

الأسئلة الشائعة

جهد الخلية القياسي هو فرق الجهد الكهربائي بين قطبين في خلية كهركيميائية تحت ظروف قياسية (تركيز 1 مول/لتر، ضغط 1 بار، درجة حرارة 298 كلفن). يعبر عن ميل التفاعل الكلي للحدوث تلقائياً. يحسب باستخدام جهود الاختزال القياسية (E°) لنصفي التفاعل: E°cell = E°(كاثود) - E°(أنود). الكاثود هو القطب الذي يحدث فيه الاختزال (اكتساب إلكترونات)، والأنود هو القطب الذي يحدث فيه الأكسدة (فقد إلكترونات). قاعدة ذهبية: التفاعل ذو جهد الاختزال الأعلى سيختزل، والآخر سيتأكسد. جهد الخلية الموجب يعني تفاعل تلقائي (خلية جلفانية)، والسالبة تعني غير تلقائي ويتطلب طاقة خارجية (خلية إلكتروليتية). يرتبط جهد الخلية بطاقة جيبس الحرة عبر العلاقة ΔG° = -nFE°cell، حيث n عدد المولات من الإلكترونات المنتقلة، وF ثابت فاراداي (96485 كولوم/مول). لذا، كلما زاد جهد الخلية، زادت الطاقة الكهربائية المنتجة.

السبب يعود إلى تعريف جهد القطب القياسي. جهد الاختزال القياسي هو الجهد الذي يظهره قطب معدني عند مقارنته بقطب الهيدروجين القياسي، تحت ظروف قياسية، عند حدوث تفاعل اختزال. في الخلية، يحدث الاختزال عند الكاثود والأكسدة عند الأنود. جهد الخلية الكلي هو فرق الجهد بين القطبين، أي الفرق في الطاقة الكامنة لكل إلكترون. عندما نكتب تفاعل الأنود كأكسدة، يكون جهد الأكسدة هو سالب جهد الاختزال. لحساب جهد الخلية، نجمع جهد الكاثود (اختزال) وجهد الأنود (أكسدة): E°cell = E°(اختزال كاثود) + E°(أكسدة أنود). وبما أن E°(أكسدة أنود) = -E°(اختزال أنود)، فإن E°cell = E°(اختزال كاثود) - E°(اختزال أنود). هذه الصيغة متسقة مع فكرة أن الإلكترونات تتدفق من القطب ذي الجهد الأقل (الأنود، أكثر سالبية) إلى القطب ذي الجهد الأعلى (الكاثود، أكثر موجبة). لذلك، الطرح يعطي الفرق الفعلي في الجهد. على سبيل المثال، إذا كان جهد الأنود -0.76 V والكاثود +0.34 V، فإن فرق الجهد الحقيقي هو 0.34 - (-0.76) = 1.10 V، وهو الموجب الذي يدفع الإلكترونات.

جهد الخلية السالب يعني أن التفاعل الكلي غير تلقائي تحت الظروف القياسية، أي لا يمكن أن يحدث دون تزويد الخلية بطاقة خارجية. في هذه الحالة، تعمل الخلية كخلية إلكتروليتية، حيث يتم تطبيق جهد خارجي أكبر من القيمة المطلقة لجهد الخلية لإجبار التفاعل على الحدوث. مثال: تحليل الماء الكهربائي حيث جهد الخلية القياسي لتحلل الماء هو -1.23 V، لذلك نحتاج إلى تطبيق جهد أكبر من 1.23 فولت لتفكيك الماء إلى هيدروجين وأكسجين. في البطاريات، نريد جهداً موجباً لتوليد الطاقة، لذا تكون الخلايا الجلفانية هي المطلوبة. لكن يمكن استخدام الخلايا الإلكتروليتية في عمليات الطلاء الكهربائي، استخراج المعادن، وإنتاج المواد الكيميائية. من المهم ملاحظة أن الإشارة السالبة هي مجرد اصطلاح، لكن القيمة المطلقة تخبرنا بكمية الجهد المطلوب لعكس التفاعل. في حسابات الطاقة، ΔG° = -nFE°cell، فإذا كانت E°cell سالبة، تكون ΔG° موجبة، مما يؤكد عدم العفوية.

جهد الخلية يعتمد على التركيزات والضغوط ودرجة الحرارة، وليس فقط على الظروف القياسية. معادلة نرنست (Nernst equation) تعطي العلاقة بين جهد الخلية (E) والجهد القياسي (E°) وتركيزات الأنواع الكيميائية: E = E° - (RT)/(nF) ln Q، حيث R ثابت الغازات (8.314 J/mol·K)، T درجة الحرارة بالكلفن، n عدد الإلكترونات المتبادلة، F ثابت فاراداي، و Q حاصل التفاعل (نسبة تركيز النواتج إلى المتفاعلات مرفوعة لأس معاملاتها). عند درجة حرارة 298 كلفن، يمكن تبسيطها باستخدام اللوغاريتم العشري: E = E° - (0.05916/n) log Q (بالفولت). إذا كان Q > 1، يصبح جهد الخلية أقل من E°، وإذا كان Q < 1، يصبح أكبر. عندما Q = K (ثابت الاتزان)، يصبح E = 0. هذه المعادلة أساسية لفهم كيفية تغير جهد البطارية مع استهلاك المواد، وفي تصميم أجهزة الاستشعار الكهروكيميائية. عملياً، يمكن حساب تركيز أيون غير معروف في خلية إذا عُرفت جهود القطبين، وهذا أساس استخدام قطب pH والعديد من الإلكترودات الانتقائية للأيونات.

جهد الخلية

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

أمثلة محلولة

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة

أدخل القيم

خطوات الاستخدام

1احسب جهد الخلية القياسي لخلية جلفانية مكونة من نصف خليتي الزنك (Zn) والنحاس (Cu)، علماً أن E°(Zn2+/Zn) = -0.76 V و E°(Cu2+/Cu) = +0.34 V. وضح ما إذا كان التفاعل تلقائياً أم لا.

أمثلة محسوبة

الأسئلة الشائعة