حاسبة ثابت التوازن للتفاعلات الكيميائية

احسب ثابت التوازن (K) لأي تفاعل كيميائي من خلال إدخال تركيزات المتفاعلات والمنتجات. مثالي لطلاب الكيمياء والمعلمين والباحثين.

آلة حاسبة لثابت التوازن

المتفاعلات

متفاعل 1

المنتجات

منتج 1

الصيغة

[P1]
[R1]

النتيجة

ثابت التوازن (K)

1.0000

نسخ

تصور التفاعل

R1(1 mol/L)
P1(1 mol/L)

ثابت التوازن (K): K = 1.0000

📚

التوثيق

آلة حاسبة للثابت التوازني: تحديد توازن التفاعل الكيميائي

مقدمة في الثوابت التوازنية

الثابت التوازني (K) هو مفهوم أساسي في الكيمياء يقيس التوازن بين المتفاعلات والمنتجات في تفاعل كيميائي عكسي عند التوازن. توفر هذه آلة حاسبة للثابت التوازني وسيلة بسيطة ودقيقة لتحديد الثابت التوازني لأي تفاعل كيميائي عندما تعرف تركيزات المتفاعلات والمنتجات عند التوازن. سواء كنت طالبًا يتعلم عن التوازن الكيميائي، أو معلمًا يوضح مبادئ التوازن، أو باحثًا يحلل ديناميات التفاعل، فإن هذه الآلة الحاسبة تقدم حلاً مباشرًا لحساب الثوابت التوازنية دون الحاجة إلى حسابات يدوية معقدة.

يمثل التوازن الكيميائي حالة يكون فيها معدل التفاعل الأمامي والعكسي متساويين، مما يؤدي إلى عدم حدوث تغيير صافي في تركيزات المتفاعلات والمنتجات بمرور الوقت. يوفر الثابت التوازني مقياسًا كميًا لموقع هذا التوازن - قيمة K كبيرة تشير إلى أن التفاعل يفضل المنتجات، بينما تشير قيمة K صغيرة إلى أن المتفاعلات مفضلة عند التوازن.

تتعامل الآلة الحاسبة لدينا مع التفاعلات التي تحتوي على عدة متفاعلات ومنتجات، مما يسمح لك بإدخال قيم التركيز والمعاملات الستيوكيومترية للحصول على قيم ثابت توازني دقيقة على الفور. يتم تقديم النتائج بشكل واضح وسهل الفهم، مما يجعل حسابات التوازن المعقدة في متناول الجميع.

فهم صيغة الثابت التوازني

يتم حساب الثابت التوازني (K) لتفاعل كيميائي عام باستخدام الصيغة التالية:

K=[المنتجات]المعاملات[المتفاعلات]المعاملاتK = \frac{[المنتجات]^{المعاملات}}{[المتفاعلات]^{المعاملات}}

لتفاعل كيميائي يمثل كما يلي:

aA+bBcC+dDaA + bB \rightleftharpoons cC + dD

حيث:

  • A و B هما المتفاعلات
  • C و D هما المنتجات
  • a و b و c و d هي المعاملات الستيوكيومترية

يتم حساب الثابت التوازني كما يلي:

K=[C]c×[D]d[A]a×[B]bK = \frac{[C]^c \times [D]^d}{[A]^a \times [B]^b}

حيث:

  • [A] و [B] و [C] و [D] تمثل التركيزات المولارية (بالمول/لتر) لكل نوع عند التوازن
  • الأسس a و b و c و d هي المعاملات الستيوكيومترية من المعادلة الكيميائية المتوازنة

اعتبارات مهمة:

  1. الوحدات: عادةً ما يكون الثابت التوازني بلا وحدات عندما يتم التعبير عن جميع التركيزات في المول/لتر (لـ Kc) أو عندما تكون الضغوط الجزئية في الأجواء (لـ Kp).

  2. الصلب والسوائل النقية: لا يتم تضمين الصلب والسوائل النقية في تعبير الثابت التوازني لأن تركيزاتها تظل ثابتة.

  3. اعتماد درجة الحرارة: يتغير الثابت التوازني مع درجة الحرارة وفقًا لمعادلة فان 'ت هوف. توفر الآلة الحاسبة لدينا قيم K عند درجة حرارة معينة.

  4. نطاق التركيز: تتعامل الآلة الحاسبة مع نطاق واسع من قيم التركيز، من صغيرة جدًا (10^-6 مول/لتر) إلى كبيرة جدًا (10^6 مول/لتر)، وتعرض النتائج في التدوين العلمي عند الاقتضاء.

كيفية حساب الثابت التوازني

تتبع حساب الثابت التوازني هذه الخطوات الرياضية:

  1. تحديد المتفاعلات والمنتجات: حدد الأنواع التي هي متفاعلات وأيها هي منتجات في المعادلة الكيميائية المتوازنة.

  2. تحديد المعاملات: حدد المعامل الستيوكيومتري لكل نوع من المعادلة المتوازنة.

  3. رفع التركيزات إلى القوى: ارفع كل تركيز إلى القوة الخاصة بمعامله.

  4. ضرب تركيزات المنتجات: اضرب جميع مصطلحات تركيز المنتجات (المرفوعة إلى قواها المعنية).

  5. ضرب تركيزات المتفاعلات: اضرب جميع مصطلحات تركيز المتفاعلات (المرفوعة إلى قواها المعنية).

  6. قسمة المنتجات على المتفاعلات: قسم حاصل ضرب تركيزات المنتجات على حاصل ضرب تركيزات المتفاعلات.

على سبيل المثال، للتفاعل N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃:

K=[NH3]2[N2]×[H2]3K = \frac{[NH_3]^2}{[N_2] \times [H_2]^3}

إذا كانت [NH₃] = 0.25 مول/لتر، [N₂] = 0.11 مول/لتر، و[H₂] = 0.03 مول/لتر:

K=(0.25)2(0.11)×(0.03)3=0.06250.11×0.000027=0.06250.0000029721,043K = \frac{(0.25)^2}{(0.11) \times (0.03)^3} = \frac{0.0625}{0.11 \times 0.000027} = \frac{0.0625}{0.00000297} \approx 21,043

تشير هذه القيمة الكبيرة لـ K إلى أن التفاعل يفضل بشدة تكوين الأمونيا عند التوازن.

دليل خطوة بخطوة لاستخدام آلة حاسبة للثابت التوازني

تبسط الآلة الحاسبة لدينا عملية تحديد الثوابت التوازنية. اتبع هذه الخطوات لاستخدامها بفعالية:

1. إدخال عدد المتفاعلات والمنتجات

أولاً، حدد عدد المتفاعلات والمنتجات في تفاعلك الكيميائي باستخدام قوائم منسدلة. تدعم الآلة الحاسبة التفاعلات التي تحتوي على ما يصل إلى 5 متفاعلات و5 منتجات، مما يلبي معظم التفاعلات الكيميائية الشائعة.

2. إدخال قيم التركيز

لكل متفاعل ومنتج، أدخل:

  • التركيز: التركيز المولي عند التوازن (بالمول/لتر)
  • المعامل: المعامل الستيوكيومتري من المعادلة الكيميائية المتوازنة

تأكد من أن جميع قيم التركيز أعداد موجبة. ستعرض الآلة الحاسبة رسالة خطأ إذا تم إدخال قيم سالبة أو صفرية.

3. عرض النتيجة

يتم حساب الثابت التوازني (K) تلقائيًا أثناء إدخال القيم. يتم عرض النتيجة بشكل بارز في قسم "النتيجة".

بالنسبة لقيم K الكبيرة جدًا أو الصغيرة جدًا، تعرض الآلة الحاسبة النتيجة في التدوين العلمي للوضوح (مثل 1.234 × 10^5 بدلاً من 123400).

4. نسخ النتيجة (اختياري)

إذا كنت بحاجة إلى استخدام قيمة K المحسوبة في مكان آخر، انقر على زر "نسخ" لنسخ النتيجة إلى الحافظة الخاصة بك.

5. تعديل القيم حسب الحاجة

يمكنك تعديل أي قيمة إدخال لإعادة حساب الثابت التوازني على الفور. هذه الميزة مفيدة لـ:

  • مقارنة قيم K لتفاعلات مختلفة
  • تحليل كيفية تأثير التغييرات في التركيز على موقع التوازن
  • استكشاف تأثير المعاملات الستيوكيومترية على قيم K

أمثلة عملية

المثال 1: تفاعل بسيط

للتفاعل: H₂ + I₂ ⇌ 2HI

معطيات:

  • [H₂] = 0.2 مول/لتر
  • [I₂] = 0.1 مول/لتر
  • [HI] = 0.4 مول/لتر

الحساب: K=[HI]2[H2]×[I2]=(0.4)20.2×0.1=0.160.02=8.0K = \frac{[HI]^2}{[H_2] \times [I_2]} = \frac{(0.4)^2}{0.2 \times 0.1} = \frac{0.16}{0.02} = 8.0

المثال 2: متفاعلات ومنتجات متعددة

للتفاعل: 2NO₂ ⇌ N₂O₄

معطيات:

  • [NO₂] = 0.04 مول/لتر
  • [N₂O₄] = 0.16 مول/لتر

الحساب: K=[N2O4][NO2]2=0.16(0.04)2=0.160.0016=100K = \frac{[N_2O_4]}{[NO_2]^2} = \frac{0.16}{(0.04)^2} = \frac{0.16}{0.0016} = 100

المثال 3: تفاعل بمعاملات مختلفة

للتفاعل: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

معطيات:

  • [N₂] = 0.1 مول/لتر
  • [H₂] = 0.2 مول/لتر
  • [NH₃] = 0.3 مول/لتر

الحساب: K=[NH3]2[N2]×[H2]3=(0.3)20.1×(0.2)3=0.090.1×0.008=0.090.0008=112.5K = \frac{[NH_3]^2}{[N_2] \times [H_2]^3} = \frac{(0.3)^2}{0.1 \times (0.2)^3} = \frac{0.09}{0.1 \times 0.008} = \frac{0.09}{0.0008} = 112.5

التطبيقات وحالات الاستخدام

الثابت التوازني هو أداة قوية في الكيمياء مع العديد من التطبيقات:

1. التنبؤ باتجاه التفاعل

من خلال مقارنة حاصل التفاعل (Q) مع الثابت التوازني (K)، يمكن للكيميائيين التنبؤ بما إذا كان التفاعل سيتقدم نحو المنتجات أو المتفاعلات:

  • إذا كان Q < K: سيتقدم التفاعل نحو المنتجات
  • إذا كان Q > K: سيتقدم التفاعل نحو المتفاعلات
  • إذا كان Q = K: يكون التفاعل في حالة توازن

2. تحسين ظروف التفاعل

في العمليات الصناعية مثل عملية هابر لإنتاج الأمونيا، يساعد فهم الثوابت التوازنية في تحسين ظروف التفاعل لزيادة العائد.

3. البحث الصيدلاني

يستخدم مصممو الأدوية الثوابت التوازنية لفهم كيفية ارتباط الأدوية بالمستقبلات وتحسين تركيبات الأدوية.

4. الكيمياء البيئية

تساعد الثوابت التوازنية في التنبؤ بسلوك الملوثات في الأنظمة الطبيعية، بما في ذلك توزيعها بين الماء والهواء والتربة.

5. الأنظمة البيوكيميائية

في الكيمياء الحيوية، تصف الثوابت التوازنية تفاعلات الإنزيم-الركيزة وديناميات المسارات الأيضية.

6. الكيمياء التحليلية

تعتبر الثوابت التوازنية أساسية لفهم المعايرات الحمضية-القاعدية، والذوبانية، وتكوين المركبات المعقدة.

بدائل للثابت التوازني

بينما يتم استخدام الثابت التوازني على نطاق واسع، توفر عدة مفاهيم ذات صلة طرقًا بديلة لتحليل التوازن الكيميائي:

1. الطاقة الحرة غيبس (ΔG)

العلاقة بين K و ΔG معطاة بواسطة: ΔG=RTlnK\Delta G = -RT\ln K

حيث:

  • ΔG هو تغير الطاقة الحرة غيبس
  • R هو ثابت الغاز
  • T هي درجة الحرارة بالكلفن
  • ln K هو اللوغاريتم الطبيعي للثابت التوازني

2. حاصل التفاعل (Q)

حاصل التفاعل له نفس شكل K ولكنه يستخدم تركيزات غير توازنية. يساعد في تحديد الاتجاه الذي سيتقدم فيه التفاعل للوصول إلى التوازن.

3. تعبيرات الثابت التوازني لأنواع التفاعلات المختلفة

  • Kc: بناءً على التركيزات المولارية (ما تحسبه الآلة الحاسبة لدينا)
  • Kp: بناءً على الضغوط الجزئية (للتفاعلات الغازية)
  • Ka، Kb: الثوابت الخاصة بتفكك الأحماض والقواعد
  • Ksp: ثابت الذوبانية لذوبان الأملاح
  • Kf: ثابت التكوين للأيونات المعقدة

التطور التاريخي للثابت التوازني

تطور مفهوم التوازن الكيميائي والثابت التوازني بشكل كبير على مدار القرنين الماضيين:

التطورات المبكرة (1800s)

تم وضع أساس التوازن الكيميائي بواسطة كلود لويس بيرثوليت حوالي عام 1803 عندما لاحظ أن التفاعلات الكيميائية يمكن أن تكون عكسية. وأشار إلى أن اتجاه التفاعلات الكيميائية يعتمد ليس فقط على تفاعل المواد ولكن أيضًا على كمياتها.

قانون العمل الكمي (1864)

قام العلماء النرويجيون كاتو مكسيمليان غولدبرغ وبيتر واج بتشكيل قانون العمل الكمي في عام 1864، والذي وصف رياضيًا التوازن الكيميائي. اقترحوا أن معدل التفاعل الكيميائي يتناسب مع حاصل ضرب تركيزات المتفاعلات، كل واحدة مرفوعة إلى قوة معاملها الستيوكيومتري.

الأساس الديناميكي الحراري (أواخر القرن 19)

طور جي. ويلارد جيبس وجاكوبوس هنريكس فان 'ت هوف الأساس الديناميكي الحراري للتوازن الكيميائي في أواخر القرن التاسع عشر. كانت أعمال فان 'ت هوف حول الاعتماد الحراري للثوابت التوازنية (معادلة فان 'ت هوف) ذات أهمية خاصة.

الفهم الحديث (القرن 20)

شهد القرن العشرون دمج الثوابت التوازنية مع الديناميكا الحرارية والميكانيكا الإحصائية، مما وفر فهمًا أعمق لسبب وجود التوازن الكيميائي وكيف يرتبط بخصائص الجزيئات.

الأساليب الحاسوبية (اليوم)

اليوم، تسمح الكيمياء الحاسوبية بتوقع الثوابت التوازنية من المبادئ الأولى، باستخدام حسابات ميكانيكية الكم لتحديد طاقات التفاعلات.

الأسئلة الشائعة

ما هو الثابت التوازني؟

الثابت التوازني (K) هو قيمة عددية تعبر عن العلاقة بين المنتجات والمتفاعلات عند التوازن الكيميائي. يشير إلى مدى تقدم التفاعل الكيميائي نحو الاكتمال. تشير قيمة K الكبيرة (K > 1) إلى أن المنتجات مفضلة عند التوازن، بينما تشير قيمة K الصغيرة (K < 1) إلى أن المتفاعلات مفضلة.

كيف تؤثر درجة الحرارة على الثابت التوازني؟

تؤثر درجة الحرارة بشكل كبير على الثابت التوازني وفقًا لمبدأ لو شاتلييه. بالنسبة للتفاعلات الطاردة للحرارة (تلك التي تطلق الحرارة)، ينخفض K مع زيادة درجة الحرارة. بالنسبة للتفاعلات الماصة للحرارة (تلك التي تمتص الحرارة)، يزداد K مع زيادة درجة الحرارة. يتم وصف هذه العلاقة كميًا بواسطة معادلة فان 'ت هوف.

هل يمكن أن تحتوي الثوابت التوازنية على وحدات؟

من الناحية الديناميكية الحرارية الصارمة، تكون الثوابت التوازنية بلا أبعاد. ومع ذلك، عند العمل مع التركيزات، قد يبدو أن الثابت التوازني يحتوي على وحدات. هذه الوحدات تلغى عندما يتم التعبير عن جميع التركيزات في وحدات قياسية (عادةً مول/لتر لـ Kc) وعندما تكون التفاعل متوازنًا.

لماذا يتم استبعاد المواد الصلبة والسوائل النقية من تعبيرات الثابت التوازني؟

لا يتم تضمين المواد الصلبة والسوائل النقية في تعبيرات الثابت التوازني لأن تركيزاتها (بشكل أدق، أنشطتها) تظل ثابتة بغض النظر عن مقدار ما هو موجود. وذلك لأن تركيز مادة نقية يتم تحديده بواسطة كثافتها ووزنها الجزيئي، وهي خصائص ثابتة.

ما الفرق بين Kc و Kp؟

Kc هو الثابت التوازني المعبر عنه من حيث التركيزات المولارية (مول/لتر)، بينما Kp معبر عنه من حيث الضغوط الجزئية (عادةً في الأجواء أو البارات). بالنسبة للتفاعلات الغازية، يرتبطان بالمعادلة: Kp = Kc(RT)^Δn، حيث Δn هو التغير في عدد مولات الغاز من المتفاعلات إلى المنتجات.

كيف أعرف ما إذا كانت قيمة K المحسوبة معقولة؟

تتراوح الثوابت التوازنية عادةً من صغيرة جدًا (10^-50) إلى كبيرة جدًا (10^50) اعتمادًا على التفاعل. يجب أن تكون قيمة K المعقولة متسقة مع الملاحظات التجريبية للتفاعل. بالنسبة للتفاعلات المدروسة جيدًا، يمكنك مقارنة قيمتك المحسوبة مع قيم الأدبيات.

هل يمكن أن تكون الثوابت التوازنية سالبة؟

لا، لا يمكن أن تكون الثوابت التوازنية سالبة. نظرًا لأن K يمثل نسبة التركيزات المرفوعة إلى قوى، يجب أن تكون دائمًا إيجابية. ستخالف K السالب المبادئ الأساسية للديناميكا الحرارية.

كيف تؤثر الضغوط على الثابت التوازني؟

بالنسبة للتفاعلات التي تتضمن فقط الأطوار المكثفة (السوائل والصلبة)، يكون للضغط تأثير ضئيل على الثابت التوازني. بالنسبة للتفاعلات التي تتضمن الغازات، فإن الثابت التوازني Kc (المعتمد على التركيزات) لا يتأثر بتغيرات الضغط، ولكن قد يتغير موقع التوازن وفقًا لمبدأ لو شاتلييه.

ماذا يحدث لـ K عند عكس تفاعل؟

عند عكس تفاعل، يكون الثابت التوازني الجديد (K') هو معكوس الثابت التوازني الأصلي: K' = 1/K. يعكس هذا الحقيقة أن ما كانت منتجاته أصبحت الآن متفاعلات، والعكس صحيح.

كيف تؤثر المحفزات على الثابت التوازني؟

لا تؤثر المحفزات على الثابت التوازني أو موقع التوازن. إنها فقط تزيد من معدل وصول التوازن من خلال خفض طاقة التنشيط لكل من التفاعلات الأمامية والعكسية بشكل متساوٍ.

أمثلة برمجية لحساب الثوابت التوازنية

بايثون

1def calculate_equilibrium_constant(reactants, products):
2    """
3    حساب الثابت التوازني لتفاعل كيميائي.
4    
5    المعلمات:
6    المتفاعلات -- قائمة من الأزواج (التركيز، المعامل)
7    المنتجات -- قائمة من الأزواج (التركيز، المعامل)
8    
9    العائدات:
10    float -- الثابت التوازني K
11    """
12    numerator = 1.0
13    denominator = 1.0
14    
15    # حساب حاصل ضرب [المنتجات]^المعاملات
16    for concentration, coefficient in products:
17        numerator *= concentration ** coefficient
18    
19    # حساب حاصل ضرب [المتفاعلات]^المعاملات
20    for concentration, coefficient in reactants:
21        denominator *= concentration ** coefficient
22    
23    # K = [المنتجات]^المعاملات / [المتفاعلات]^المعاملات
24    return numerator / denominator
25
26# مثال: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃
27reactants = [(0.1, 1), (0.2, 3)]  # [(تركيز N₂، معامل)، (تركيز H₂، معامل)]
28products = [(0.3, 2)]  # [(تركيز NH₃، معامل)]
29
30K = calculate_equilibrium_constant(reactants, products)
31print(f"الثابت التوازني (K): {K:.4f}")
32

جافا سكريبت

1function calculateEquilibriumConstant(reactants, products) {
2  /**
3   * حساب الثابت التوازني لتفاعل كيميائي.
4   * 
5   * @param {Array} reactants - مصفوفة من أزواج [التركيز، المعامل]
6   * @param {Array} products - مصفوفة من أزواج [التركيز، المعامل]
7   * @return {Number} الثابت التوازني K
8   */
9  let numerator = 1.0;
10  let denominator = 1.0;
11  
12  // حساب حاصل ضرب [المنتجات]^المعاملات
13  for (const [concentration, coefficient] of products) {
14    numerator *= Math.pow(concentration, coefficient);
15  }
16  
17  // حساب حاصل ضرب [المتفاعلات]^المعاملات
18  for (const [concentration, coefficient] of reactants) {
19    denominator *= Math.pow(concentration, coefficient);
20  }
21  
22  // K = [المنتجات]^المعاملات / [المتفاعلات]^المعاملات
23  return numerator / denominator;
24}
25
26// مثال: H₂ + I₂ ⇌ 2HI
27const reactants = [[0.2, 1], [0.1, 1]]; // [[تركيز H₂، معامل]، [تركيز I₂، معامل]]
28const products = [[0.4, 2]]; // [[تركيز HI، معامل]]
29
30const K = calculateEquilibriumConstant(reactants, products);
31console.log(`الثابت التوازني (K): ${K.toFixed(4)}`);
32

إكسل

1' دالة VBA في إكسل لحساب الثابت التوازني
2Function EquilibriumConstant(reactantConc As Range, reactantCoef As Range, productConc As Range, productCoef As Range) As Double
3    Dim numerator As Double
4    Dim denominator As Double
5    Dim i As Integer
6    
7    numerator = 1
8    denominator = 1
9    
10    ' حساب حاصل ضرب [المنتجات]^المعاملات
11    For i = 1 To productConc.Count
12        numerator = numerator * (productConc(i) ^ productCoef(i))
13    Next i
14    
15    ' حساب حاصل ضرب [المتفاعلات]^المعاملات
16    For i = 1 To reactantConc.Count
17        denominator = denominator * (reactantConc(i) ^ reactantCoef(i))
18    Next i
19    
20    ' K = [المنتجات]^المعاملات / [المتفاعلات]^المعاملات
21    EquilibriumConstant = numerator / denominator
22End Function
23
24' الاستخدام في إكسل:
25' =EquilibriumConstant(A1:A2, B1:B2, C1, D1)
26' حيث تحتوي A1:A2 على تركيزات المتفاعلات، وB1:B2 تحتوي على معاملات المتفاعلات،
27' وC1 تحتوي على تركيز المنتج، وD1 تحتوي على معامل المنتج
28

جافا

1public class EquilibriumConstantCalculator {
2    /**
3     * حساب الثابت التوازني لتفاعل كيميائي.
4     * 
5     * @param reactants مصفوفة من أزواج [التركيز، المعامل]
6     * @param products مصفوفة من أزواج [التركيز، المعامل]
7     * @return الثابت التوازني K
8     */
9    public static double calculateEquilibriumConstant(double[][] reactants, double[][] products) {
10        double numerator = 1.0;
11        double denominator = 1.0;
12        
13        // حساب حاصل ضرب [المنتجات]^المعاملات
14        for (double[] product : products) {
15            double concentration = product[0];
16            double coefficient = product[1];
17            numerator *= Math.pow(concentration, coefficient);
18        }
19        
20        // حساب حاصل ضرب [المتفاعلات]^المعاملات
21        for (double[] reactant : reactants) {
22            double concentration = reactant[0];
23            double coefficient = reactant[1];
24            denominator *= Math.pow(concentration, coefficient);
25        }
26        
27        // K = [المنتجات]^المعاملات / [المتفاعلات]^المعاملات
28        return numerator / denominator;
29    }
30    
31    public static void main(String[] args) {
32        // مثال: 2NO₂ ⇌ N₂O₄
33        double[][] reactants = {{0.04, 2}}; // {{تركيز NO₂، معامل}}
34        double[][] products = {{0.16, 1}}; // {{تركيز N₂O₄، معامل}}
35        
36        double K = calculateEquilibriumConstant(reactants, products);
37        System.out.printf("الثابت التوازني (K): %.4f%n", K);
38    }
39}
40

C++

1#include <iostream>
2#include <vector>
3#include <cmath>
4
5/**
6 * حساب الثابت التوازني لتفاعل كيميائي.
7 * 
8 * @param reactants مصفوفة من أزواج (التركيز، المعامل)
9 * @param products مصفوفة من أزواج (التركيز، المعامل)
10 * @return الثابت التوازني K
11 */
12double calculateEquilibriumConstant(
13    const std::vector<std::pair<double, double>>& reactants,
14    const std::vector<std::pair<double, double>>& products) {
15    
16    double numerator = 1.0;
17    double denominator = 1.0;
18    
19    // حساب حاصل ضرب [المنتجات]^المعاملات
20    for (const auto& product : products) {
21        double concentration = product.first;
22        double coefficient = product.second;
23        numerator *= std::pow(concentration, coefficient);
24    }
25    
26    // حساب حاصل ضرب [المتفاعلات]^المعاملات
27    for (const auto& reactant : reactants) {
28        double concentration = reactant.first;
29        double coefficient = reactant.second;
30        denominator *= std::pow(concentration, coefficient);
31    }
32    
33    // K = [المنتجات]^المعاملات / [المتفاعلات]^المعاملات
34    return numerator / denominator;
35}
36
37int main() {
38    // مثال: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃
39    std::vector<std::pair<double, double>> reactants = {
40        {0.1, 1}, // {تركيز N₂، معامل}
41        {0.2, 3}  // {تركيز H₂، معامل}
42    };
43    
44    std::vector<std::pair<double, double>> products = {
45        {0.3, 2}  // {تركيز NH₃، معامل}
46    };
47    
48    double K = calculateEquilibriumConstant(reactants, products);
49    std::cout << "الثابت التوازني (K): " << K << std::endl;
50    
51    return 0;
52}
53

المراجع

  1. Atkins, P. W., & De Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (الإصدار 10). مطبعة أكسفورد.

  2. Chang, R., & Goldsby, K. A. (2015). Chemistry (الإصدار 12). ماكغرو هيل.

  3. Silberberg, M. S., & Amateis, P. (2018). Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (الإصدار 8). ماكغرو هيل.

  4. Laidler, K. J., & Meiser, J. H. (1982). Physical Chemistry. مطبعة بنجامين/كامنج.

  5. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2016). General Chemistry: Principles and Modern Applications (الإصدار 11). بيرسون.

  6. Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2013). Chemistry (الإصدار 9). سينغاج للتعلم.

  7. Guldberg, C. M., & Waage, P. (1864). "دراسات تتعلق بالميل" (Forhandlinger i Videnskabs-Selskabet i Christiania).

  8. Van't Hoff, J. H. (1884). Études de dynamique chimique (دراسات في الديناميكا الكيميائية).

جرب آلة حاسبة الثابت التوازني الخاصة بنا اليوم!

تجعل آلة حاسبة الثابت التوازني لدينا حسابات التوازن الكيميائي المعقدة بسيطة ومتاحة. سواء كنت طالبًا يعمل على واجبات الكيمياء، أو معلمًا يحضر مواد دراسية، أو باحثًا يحلل ديناميات التفاعل، توفر لك الآلة الحاسبة لدينا نتائج دقيقة على الفور.

ما عليك سوى إدخال قيم التركيزات والمعاملات الستيوكيومترية، ودع الآلة الحاسبة تقوم بالباقي. تجعل الواجهة البديهية والنتائج الواضحة فهم التوازن الكيميائي أسهل من أي وقت مضى.

ابدأ باستخدام آلة حاسبة الثابت التوازني الخاصة بنا الآن لتوفير الوقت والحصول على رؤى أعمق في تفاعلاتك الكيميائية!