آخر تحديث: 2026-06-16

جهد الخلية القياسي، ويُكتب $E^\circ_{cell}$، هو الفلطية التي تنتجها الخلية الكهروكيميائية عندما تكون كل الأنواع في حالتها القياسية: تركيز 1 M للأيونات المذابة، و1 bar للغازات، عند درجة حرارة محددة تكون عادة 25 °C. وهو يقيس القوة الدافعة الثرموديناميكية وراء تفاعل الأكسدة والاختزال الكلي للخلية. ويستخدمه دارسو الخلايا الجلفانية والبطاريات والتآكل للتنبؤ بما إذا كان تفاعل الأكسدة والاختزال سيمضي من تلقاء نفسه، وبمقدار الشغل الكهربائي الذي يمكنه تأديته.

كيف يتركّب نصفا الخلية

تُبنى كل خلية من نصفَي تفاعل. وتُدرِج جداول الاختزال كل نصف تفاعل على صورة اختزال مع جهد اختزاله القياسي. وفي الخلية العاملة يُجبَر أحد القطبين على السير عكسيًا (أكسدة)، لكن الجهود تُجمَع كما هي مُجدوَلة:

$E^\circ_{cell} = E^\circ_{cathode} - E^\circ_{anode}$

المهبط هو القطب الذي يحدث عنده الاختزال، والمصعد هو القطب الذي تحدث عنده الأكسدة. وبما أن الرقمين كليهما مأخوذان من الجدول على صورة جهدَي اختزال، فإنك تطرح قيمة المصعد مباشرة بدلًا من عكس إشارتها يدويًا.

مثال محلول

لنأخذ خلية دانيال الكلاسيكية، النحاس مقترنًا بالخارصين. من جدول اختزال، $E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = +0.34\ \mathrm{V}$ و$E^\circ(\mathrm{Zn^{2+}/Zn}) = -0.76\ \mathrm{V}$. وللنحاس جهد الاختزال الأعلى، فهو المهبط:

تؤكد النتيجة الموجبة أن الخلية جلفانية: يَهَب الخارصين إلكتروناته تلقائيًا لأيونات النحاس، فينتج نحو 1.10 V.

لماذا تهم الإشارة

تقابل قيمة $E^\circ_{cell}$ الموجبة تفاعلًا تلقائيًا بسبب العلاقة $\Delta G^\circ = -nFE^\circ_{cell}$؛ إذ يعطي الجهد الموجب طاقة حرة سالبة. وإذا عيَّنت القطبين بحيث تخرج النتيجة سالبة، فأنت تصف التفاعل العكسي الذي لا يمضي إلا حين يدفعه جهد خارجي، كما في التحليل الكهربائي. وللانتقال من جهد موجب إلى الطاقة الحرة المقابلة، استخدم حاسبة طاقة جيبس الحرة من جهد الخلية، ولمعرفة مدى تقدّم التفاعل استخدم حاسبة ثابت الاتزان من جهد الخلية.

تفترض الجهود القياسية تركيزات الحالة القياسية. وعندما تختلف التركيزات، ينزاح الجهد الفعلي وفقًا لـ حاسبة معادلة نيرنست، الذي يؤول إلى القيمة القياسية حين تساوي كل الفعاليات واحدًا.