جهد القطب

الخطوة الأولى: تحديد نصف التفاعل الكاثودي (الاختزال) ونصف التفاعل الأنودي (الأكسدة). يدخل المستخدم كلاً من الكاثود والأنود في الحاسبة. على سبيل المثال، إذا كان الكاثود هو Cu²⁺ والأنود هو Zn، فهذا يعني أن أيونات النحاس ستختزل إلى نحاس فلزي (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu) والزنك سيتأكسد إلى أيونات زنك (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻).

الخطوة الثانية: البحث عن جهود الاختزال القياسية (E°) لكل نصف تفاعل من جداول معتمدة (مثل جدول السلسلة الكهروكيميائية). لكل نصف تفاعل قيمة جهد قياسية بوحدة الفولت عند 25 درجة مئوية، وتركيز 1 مول/لتر، وضغط 1 ضغط جوي. على سبيل المثال، E° (Cu²⁺/Cu) = +0.34 فولت، و E° (Zn²⁺/Zn) = -0.76 فولت.

الخطوة الثالثة: حساب جهد الخلية الكلي باستخدام المعادلة: E_cell = E_cathode - E_anode. في مثال النحاس والزنك: E_cell = 0.34 - (-0.76) = 1.10 فولت. تشير الإشارة الموجبة إلى أن التفاعل تلقائي (يحدث بشكل طبيعي) عند الظروف القياسية.

الخطوة الرابعة: تفسير النتيجة. إذا كانت قيمة الجهد موجبة، فإن الخلية كهروكيميائية تلقائية (خلية جلفانية تولد تياراً). إذا كانت سالبة، فهي غير تلقائية وتحتاج إلى مصدر طاقة خارجي (خلية إلكتروليتية). يمكن استخدام جهد الخلية لحساب طاقة جيبس الحرة عبر ΔG = -nFE_cell.