解析：左邊容器發生H2-2e-+2OH-=2H2O
右邊容器發生2H++2e-=H2↑
總反應為2H++2OH-=2H2O，即一個放熱的酸鹼中和反應。
書上不是說只有氧化還原反應才可以設計為原電池嗎？！
我們仔細觀察該原電池裝置，還是可以發現左邊容器與右邊容器分別發生了氧化還原反應，只不過左邊的氫氣被氧化，而右邊的氫氣是還原產物。氫氣進去，氫氣出來，結果就產生了電流，沒道理啊！為什麼會這樣呢？
首先，我們一定記得KMnO4溶液，酸性溶液往往被還原為Mn2+，而中性溶液被還原為MnO2，鹼性溶液就可能是K2MnO4了，可見溶液的酸鹼性能改變氧化劑的氧化能力即得電子能力。依此類推，溶液酸鹼性也能改變還原劑的還原能力即失電子能力。
在該裝置中，氫氣在鹼性溶液中還原性增強，而酸性溶液中則減弱，使得兩極產生電勢差，電子在電路中定向移動，從而產生電流。巧妙地將中和反應的熱能轉變為電能。
本質上氧化還原反應反應是氧化劑和還原劑之間的電極電勢問題。而化學反應實際上經常在非標準狀態下進行，其實反應過程中離子濃度和溶液酸鹼濃度也會改變它們的電極電勢。
例如，實驗室氯氣的製備方法之一，是用二氧化錳與濃鹽酸反應；在加熱的情況下，氯氣可以不斷發生。但是利用標準電極電勢來判斷上述反應的方向，卻會得出相反的結論。
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O
還原劑的電極反應：
2Cl--2e-=Cl2φ（標準）=1.3583V
氧化劑的電極反應：
MnO2+(4H+)+2e-=(Mn2+)+2H2O φ（標準）=1.228V
E（標準）=1.228-1.3583=-0.1523<0
所以反應不能自發地向右進行。
用φ（標準）判斷結果與實際反應方向發生矛盾的原因在於：鹽酸不是1mol/L，Cl2分壓也不一定是101.3kpa，加熱也會改變電極電勢的數值。由於化學反應經常在非標準狀態下進行，這就要求研究離子濃度、溫度等因素對電極電勢的影響。結合氫離子濃度後：MnO2+4H++2e-=Mn2++2H2O，φ（標準）=1.228V根據該方程式計算Φ=1.228+(0.0592/2)lg([H+]4/[Mn2+])，電極電勢改變了，則使得原本不能發生的反應可能發生。所以根據能斯特方程可以求出離子濃度改變時電極電勢變化的數值；非標準狀態下對於兩個電勢比較接近的電對，僅用標準電勢來判斷反應方向是不夠的，應該考慮離子濃度改變對反應方向的影響。所以現在明白了為什麼中和反應也可以被設計為原電池了吧！