خطوات الاستخدام
الخطوة الأولى: فهم مفهوم جهد الخلية (E_cell). جهد الخلية هو فرق الجهد الكهربائي بين قطبين (الكاثود والأنود) في خلية جلفانية (فولتية). يمثل هذا الجهد القوة الدافعة الكهربائية التي تدفع الإلكترونات من الأنود إلى الكاثود عبر الدارة الخارجية. يُحسب باستخدام المعادلة: E_cell = E_cathode - E_anode، حيث E_cathode هو جهد الاختزال للكاثود (أكثر إيجابية) وE_anode هو جهد الاختزال للأنود (أقل إيجابية أو أكثر سلبية). تأكد من استخدام قيم جهود الاختزال القياسية (E°) عند الظروف القياسية (25°C، تركيز 1M، ضغط 1 atm).
الخطوة الثانية: إدخال قيم جهود الاختزال. أدخل قيمة جهد الكاثود (E_cathode) وجهد الأنود (E_anode) في الحقول المخصصة. يجب أن تكون القيم من نفس الجدول (مثل جدول جهود الاختزال القياسية). تذكر أن الكاثود هو القطب الذي يحدث فيه الاختزال (يكتسب إلكترونات)، والأنود هو القطب الذي يحدث فيه الأكسدة (يفقد إلكترونات). على سبيل المثال، إذا كانت الخلية مكونة من النحاس والزنك، يكون جهد الكاثود للنحاس (Cu²⁺/Cu) = +0.34 فولت، وجهد الأنود للزنك (Zn²⁺/Zn) = -0.76 فولت. تأكد من صحة العلامة (+/-).
الخطوة الثالثة: حساب جهد الخلية. بمجرد إدخال القيم، تقوم الحاسبة بطرح جهد الأنود من جهد الكاثود (E_cell = E_cathode - E_anode). إذا كانت النتيجة موجبة، تكون الخلية تلقائية (تنتج طاقة كهربائية)؛ وإذا كانت سالبة، تحتاج الخلية إلى طاقة خارجية (خلية إلكتروليتية). على سبيل المثال، باستخدام القيم السابقة: E_cell = 0.34 - (-0.76) = +1.10 فولت. هذه القيمة تمثل الجهد الكلي للخلية وهي موجبة مما يدل على أن التفاعل تلقائي. لاحظ أن الطرح يعكس أن جهد الأكسدة هو سالب جهد الاختزال.