جهد القطب القياسي

في الكيمياء الكهربائية ، جهد القطب القياسي${\displaystyle E^{\ominus }}$، أو${\displaystyle E_{red}^{\ominus }}$، هو جهد القطب (مقياس لقدرة الاختزال لأي عنصر أو مركب) والذي يعرفه "الكتاب الذهبي" للاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية بأنه "قيمة القوة الدافعة الكهربائية القياسية لخلية يتم فيها أكسدة الهيدروجين الجزيئي تحت الضغط القياسي إلى بروتونات مذابة عند القطب الأيسر" . ^{[ 1 ]}

تعتمد الخلية الكهروكيميائية ، مثل الخلية الجلفانية ، على تفاعل أكسدة واختزال ، والذي يمكن تقسيمه إلى نصفي تفاعل : الأكسدة عند المصعد (فقدان الإلكترونات) والاختزال عند المهبط (اكتساب الإلكترونات). وينتج التيار الكهربائي نتيجةً لاختلاف الجهد الكهربائي بين قطبي المعدن بالنسبة للإلكتروليت .

على الرغم من إمكانية قياس الجهد الكلي للخلية، إلا أنه لا توجد طريقة بسيطة لقياس جهود الأقطاب/الإلكتروليت بدقة بشكل منفصل. كما يتغير الجهد الكهربائي بتغير درجة الحرارة والتركيز والضغط. ولأن جهد الأكسدة لنصف التفاعل هو سالب جهد الاختزال في تفاعل الأكسدة والاختزال، يكفي حساب أيٍّ من الجهدين. لذلك، يُكتب جهد القطب القياسي عادةً على أنه جهد الاختزال القياسي.

ينتج جهد الخلية الجلفانية عن فرق الجهد بين قطبين كهربائيين. لا يمكن قياس قيمة مطلقة لكل قطب على حدة. مع ذلك، يُعرَّف جهد قطب مرجعي، وهو قطب الهيدروجين القياسي (SHE)، بأنه 0.00  فولت. يمكن إقران قطب كهربائي ذي جهد غير معروف إما بقطب الهيدروجين القياسي، أو بقطب آخر تم قياس جهده مسبقًا، لتحديد جهده المطلق.

بما أن جهود الأقطاب تُعرَّف عادةً على أنها جهود اختزال، يجب عكس إشارة جهد القطب المعدني المؤكسد عند حساب جهد الخلية الكلي. جهود الأقطاب مستقلة عن عدد الإلكترونات المنتقلة - فهي تُقاس بالفولت، الذي يقيس الطاقة لكل إلكترون منقول - وبالتالي يمكن دمج جهدي القطبين ببساطة للحصول على جهد الخلية الكلي حتى لو اختلف عدد الإلكترونات المشاركة في تفاعلي القطبين.

لإجراء القياسات العملية، يتم توصيل القطب المعني بالطرف الموجب لجهاز قياس الكهرباء ، بينما يتم توصيل قطب الهيدروجين القياسي بالطرف السالب. ^{[ 2 ]}

القطب الكهربائي العكوس هو قطب كهربائي يستمد جهده من تغيرات ذات طبيعة عكوسة . الشرط الأول الذي يجب تحقيقه هو أن يكون النظام قريبًا من حالة التوازن الكيميائي . أما الشرط الثاني فهو أن يتعرض النظام لتأثيرات صغيرة جدًا موزعة على فترة زمنية كافية بحيث تسود حالة التوازن الكيميائي في أغلب الأحيان. نظريًا، يصعب جدًا تحقيق ظروف العكوسية عمليًا، لأن أي اضطراب يُفرض على نظام قريب من حالة التوازن خلال فترة زمنية محددة يُخرجه من حالة التوازن. مع ذلك، إذا كانت التأثيرات المطبقة على النظام صغيرة بما يكفي وتُطبق ببطء، يُمكن اعتبار القطب الكهربائي عكوسًا. بطبيعته، تعتمد عكوسية القطب الكهربائي على الظروف التجريبية وطريقة تشغيله. على سبيل المثال، تُشغل الأقطاب الكهربائية المستخدمة في الطلاء الكهربائي بجهد زائد عالٍ لإجبار اختزال كاتيون معدني معين على الترسيب على سطح معدني مراد حمايته. إن مثل هذا النظام بعيد كل البعد عن حالة التوازن، ويخضع باستمرار لتغيرات مهمة وثابتة خلال فترة زمنية قصيرة.

كلما زادت قيمة جهد الاختزال القياسي، كان من الأسهل اختزال العنصر (اكتساب الإلكترونات )؛ بعبارة أخرى، إنها عوامل مؤكسدة أفضل .

على سبيل المثال، يمتلك F ₂ جهد اختزال قياسي قدره +2.87  فولت، بينما يمتلك Li ⁺ جهد اختزال قياسي قدره -3.05  فولت:

F₂ (g) + 2e⁻⇌2F ⁻= +2.87  فولت

لي ⁺+ e ⁻ ⇌ Li ( s ) = −3.05 V 

يشير جهد الاختزال القياسي الموجب للغاية لأيون الفلوريد (F₂ ₎ إلى سهولة اختزاله، مما يجعله عامل مؤكسدًا جيدًا. في المقابل، يشير جهد الاختزال القياسي السالب للغاية لأيون الليثيوم (Li⁺ ⁾ إلى صعوبة اختزاله، حيث يميل الليثيوم (Li _{( s ))} إلى التأكسد (لذا فهو عامل مختزل جيد ).

يمتلك أيون الزنك Zn ²⁺ جهد اختزال قياسي قدره −0.76  فولت، وبالتالي يمكن أكسدته بواسطة أي قطب كهربائي آخر يكون جهد اختزاله القياسي أكبر من −0.76  فولت (مثل H ⁺ (0  فولت)، Cu ²⁺ (0.34  فولت)، F ₂ (2.87  فولت)) ويمكن اختزاله بواسطة أي قطب كهربائي يكون جهد اختزاله القياسي أقل من −0.76  فولت (مثل H ₂ (−2.23  فولت)، Na ⁺ (−2.71  فولت)، Li ⁺ (−3.05  فولت)).

في الخلية الجلفانية، حيث يدفع تفاعل الأكسدة والاختزال التلقائي الخلية لإنتاج جهد كهربائي، طاقة جيبس ​​الحرة${\displaystyle \Delta G^{\ominus }}$يجب أن تكون سالبة، وفقًا للمعادلة التالية:

${\displaystyle \Delta G_{cell}^{\ominus }=-nFE_{cell}^{\ominus }}$   (الوحدة: جول = كولوم × فولت)

حيث n هو عدد مولات الإلكترونات لكل مول من النواتج و F هو ثابت فاراداي ، ~ 96 485 C/mol .

وبناءً على ذلك، تُطبق القواعد التالية:

لو${\displaystyle E_{cell}^{\ominus }}$إذا كانت القيمة أكبر من صفر، فإن العملية تكون تلقائية ( خلية جلفانية ):${\displaystyle \Delta G_{cell}^{\ominus }}$< 0، ويتم تحرير الطاقة.

لو${\displaystyle E_{cell}^{\ominus }}$إذا كانت القيمة أقل من صفر، فإن العملية غير تلقائية ( خلية التحليل الكهربائي ):${\displaystyle \Delta G_{cell}^{\ominus }}$> 0، ويتم استهلاك الطاقة.

وبالتالي، من أجل حدوث رد فعل تلقائي (${\displaystyle \Delta G_{cell}^{\ominus }}$< 0),${\displaystyle E_{cell}^{\ominus }}$يجب أن تكون النتيجة موجبة، حيث:

${\displaystyle E_{خلية}^{\ominus }=E_{الكاثود}^{\ominus }-E_{الأنود}^{\ominus }}$

أين${\displaystyle E_{الكاثود}^{\ominus }}$هو الجهد القياسي عند المهبط (يسمى الجهد الكاثودي القياسي أو جهد الاختزال القياسي) و${\displaystyle E_{anode}^{\ominus }}$هو الجهد القياسي عند المصعد (يسمى الجهد الأنودي القياسي أو جهد الأكسدة القياسي) كما هو موضح في جدول جهد القطب القياسي .

• معادلة نيرنست
• مخطط بوربيه
• الإلكترون المذاب
• جهد القطب القياسي (صفحة البيانات)
• قطب الهيدروجين القياسي (SHE)
• الجهود الأكسدة والاختزال ذات الصلة بالكيمياء الحيوية (صفحة البيانات)

• زومدال، ستيفن س.، زومدال، سوزان أ. (2000) الكيمياء (الطبعة الخامسة)، شركة هوتون ميفلين. ISBN 0-395-98583-8
• أتكينز، بيتر، جونز، لوريتا (2005) المبادئ الكيميائية (الطبعة الثالثة)، دبليو إتش فريمان وشركاه. ISBN 0-7167-5701-X
• زو، واي، كوتور، إم إم، كولينج، دي آر، كروفتس، إيه آر، إلتيس، إل دي، في، جيه إيه، هيرست، جيه (2003) الكيمياء الحيوية ، 42، 12400-12408

• جدول جهود الأقطاب الكهربائية القياسية
• توازنات الأكسدة والاختزال
• كيمياء البطاريات
• الخلايا الكهروكيميائية
• الخطوة في مذيب غير مائي