حاسبة EMF للخلايا: معادلة نيرنست للخلايا الكهروكيميائية

احسب القوة الدافعة الكهربائية (EMF) للخلايا الكهروكيميائية باستخدام معادلة نيرنست. أدخل درجة الحرارة، وعدد الإلكترونات، ونسبة التفاعل لتحديد جهد الخلية.

حاسبة القوة الدافعة الكهربائية للخلايا

معلمات الإدخال

الجهد القياسي للخلايا (E°)

فولت

درجة الحرارة

كلفن

عدد الإلكترونات المنقولة (n)

نسبة التفاعل (Q)

النتائج

القوة الدافعة الكهربائية المحسوبة:يرجى إدخال مدخلات صحيحة

معادلة نيرنست

E = E° - (RT/nF) × ln(Q)

تصور الخلية

أدخل مدخلات صحيحة لرؤية التصور

📚

التوثيق

حاسبة EMF للخلايا

المقدمة

تُعد حاسبة EMF للخلايا أداة قوية مصممة لحساب القوة الدافعة الكهربائية (EMF) للخلايا الكهروكيميائية باستخدام معادلة نيرنست. تمثل EMF، المقاسة بالفولت، الفرق في الجهد الكهربائي الناتج عن خلية جلفانية أو بطارية. تتيح هذه الحاسبة للكيماويين والطلاب والباحثين تحديد إمكانات الخلايا بدقة تحت ظروف مختلفة عن طريق إدخال جهد الخلية القياسي ودرجة الحرارة وعدد الإلكترونات المنقولة ونسبة التفاعل. سواء كنت تعمل على تجربة في المختبر، أو تدرس الكيمياء الكهربية، أو تصمم أنظمة بطاريات، توفر لك هذه الحاسبة قيم EMF دقيقة ضرورية لفهم وتوقع سلوكيات الكيمياء الكهربية.

معادلة نيرنست: أساس حسابات EMF

تُعتبر معادلة نيرنست صيغة أساسية في الكيمياء الكهربية تربط بين جهد الخلية (EMF) والجهد القياسي للخلية ونسبة التفاعل. تأخذ في الاعتبار الظروف غير القياسية، مما يسمح للعلماء بتوقع كيف تتغير إمكانات الخلايا مع تغير التركيزات ودرجات الحرارة.

الصيغة

تُعبر معادلة نيرنست عن:

$E = E° - \frac{RT}{nF} \ln(Q)$

حيث:

$E$ = جهد الخلية (EMF) بالفولت (V)
$E°$ = الجهد القياسي للخلية بالفولت (V)
$R$ = ثابت الغاز العام (8.314 جول/مول·ك)
$T$ = درجة الحرارة بالكلفن (K)
$n$ = عدد الإلكترونات المنقولة في تفاعل الأكسدة والاختزال
$F$ = ثابت فاراداي (96,485 كولوم/مول)
$\ln(Q)$ = اللوغاريتم الطبيعي لنسبة التفاعل
$Q$ = نسبة التفاعل (نسبة تركيزات المنتجات إلى تركيزات المتفاعلات، كل منها مرفوع إلى قوة معاملات التفاعل الخاصة بها)

عند درجة حرارة قياسية (298.15 ك أو 25 درجة مئوية)، يمكن تبسيط المعادلة إلى:

$E = E° - \frac{0.0592}{n} \log_{10}(Q)$

شرح المتغيرات

الجهد القياسي للخلية (E°): الفرق في الجهد بين الكاثود والأنود تحت الظروف القياسية (تركيز 1M، ضغط 1 atm، 25 درجة مئوية). هذه القيمة محددة لكل تفاعل أكسدة واختزال ويمكن العثور عليها في جداول الكيمياء الكهربية.
درجة الحرارة (T): درجة حرارة الخلية بالكلفن. تؤثر درجة الحرارة على مكون الإنتروبيا من طاقة غيبس الحرة، مما يؤثر بدوره على جهد الخلية.
عدد الإلكترونات المنقولة (n): عدد الإلكترونات المتبادلة في تفاعل الأكسدة والاختزال المتوازن. يتم تحديد هذه القيمة من نصف التفاعلات المتوازنة.
نسبة التفاعل (Q): نسبة تركيزات المنتجات إلى تركيزات المتفاعلات، كل منها مرفوع إلى قوة معاملات التفاعل الخاصة بها. بالنسبة لتفاعل عام aA + bB → cC + dD، تكون نسبة التفاعل:

$Q = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$

الحالات الحدية والقيود

درجات الحرارة القصوى: عند درجات الحرارة العالية أو المنخفضة جداً، قد تحتاج إلى مراعاة عوامل إضافية مثل التغيرات في معاملات النشاط للحصول على نتائج دقيقة.
قيم Q الكبيرة جداً أو الصغيرة جداً: عندما تقترب Q من الصفر أو اللانهاية، قد تنتج الحاسبة قيم EMF متطرفة. في الممارسة العملية، نادراً ما توجد مثل هذه الظروف المتطرفة في الأنظمة الكهروكيميائية المستقرة.
المحاليل غير المثالية: تفترض معادلة نيرنست سلوكاً مثالياً للمحاليل. في المحاليل ذات التركيز العالي أو مع بعض الإلكتروليتات، قد تحدث انحرافات.
التفاعلات غير القابلة للعكس: تنطبق معادلة نيرنست على تفاعلات الكيمياء الكهربية القابلة للعكس. بالنسبة للعمليات غير القابلة للعكس، يجب مراعاة عوامل الجهد الزائد الإضافية.

كيفية استخدام حاسبة EMF للخلايا

تسهل حاسبتنا العملية المعقدة لتحديد إمكانات الخلايا تحت ظروف مختلفة. اتبع هذه الخطوات لحساب EMF لخلية كيميائية كهربائية:

دليل خطوة بخطوة

أدخل الجهد القياسي للخلية (E°):
- أدخل الجهد القياسي للتفاعل الأكسدة والاختزال الخاص بك بالفولت
- يمكن العثور على هذه القيمة في جداول الكيمياء الكهربية القياسية أو حسابها من إمكانات نصف الخلية
حدد درجة الحرارة:
- أدخل درجة الحرارة بالكلفن (K)
- تذكر أن K = °C + 273.15
- القيمة الافتراضية مضبوطة على 298 K (درجة حرارة الغرفة)
أدخل عدد الإلكترونات المنقولة (n):
- أدخل عدد الإلكترونات المتبادلة في تفاعل الأكسدة والاختزال المتوازن
- يجب أن تكون هذه قيمة صحيحة موجبة مستمدة من معادلتك المتوازنة
حدد نسبة التفاعل (Q):
- أدخل نسبة التفاعل المحسوبة بناءً على تركيزات المنتجات والمتفاعلات
- بالنسبة للمحاليل المخففة، يمكن استخدام قيم التركيز كتقريب للأنشطة
عرض النتائج:
- ستعرض الحاسبة على الفور EMF المحسوب بالفولت
- توضح تفاصيل الحساب كيف تم تطبيق معادلة نيرنست على مدخلاتك المحددة
نسخ أو مشاركة نتائجك:
- استخدم زر النسخ لحفظ نتائجك للتقارير أو التحليل الإضافي

مثال على الحساب

دعونا نحسب EMF لخلية زنك-نحاس مع المعلمات التالية:

الجهد القياسي (E°): 1.10 V
درجة الحرارة: 298 K
عدد الإلكترونات المنقولة: 2
نسبة التفاعل: 1.5

باستخدام معادلة نيرنست: $E = 1.10 - \frac{8.314 \times 298}{2 \times 96485} \ln(1.5)$ $E = 1.10 - 0.0128 \times 0.4055$ $E = 1.10 - 0.0052$ $E = 1.095 \text{ V}$

تقوم الحاسبة بإجراء هذا الحساب تلقائيًا، مما يوفر لك قيمة EMF الدقيقة.

حالات استخدام حسابات EMF

تخدم حاسبة EMF للخلايا العديد من التطبيقات العملية عبر مجالات مختلفة:

1. البحث في المختبر

يستخدم الباحثون حسابات EMF لـ:

توقع اتجاه ومدى تفاعلات الكيمياء الكهربية
تصميم إعدادات تجريبية بمتطلبات جهد محددة
التحقق من النتائج التجريبية مقابل التنبؤات النظرية
دراسة تأثيرات التركيز ودرجة الحرارة على إمكانات التفاعل

2. تطوير وتحليل البطاريات

في تكنولوجيا البطاريات، تساعد حسابات EMF في:

تحديد أقصى جهد نظري لتراكيب البطاريات الجديدة
تحليل أداء البطاريات تحت ظروف تشغيل مختلفة
التحقيق في تأثيرات تركيز الإلكتروليت على إنتاج البطارية
تحسين تصميمات البطاريات لتطبيقات محددة

3. دراسات التآكل

يستخدم مهندسو التآكل حسابات EMF لـ:

توقع إمكانات التآكل في بيئات مختلفة
تصميم أنظمة الحماية الكاثودية
تقييم فعالية مثبطات التآكل
تقييم توافق المعادن المختلفة في أزواج جلفانية

4. التطبيقات التعليمية

في الإعدادات الأكاديمية، تساعد الحاسبة في:

الطلاب الذين يتعلمون مبادئ الكيمياء الكهربية
المعلمين الذين يوضحون تأثيرات التركيز ودرجة الحرارة على إمكانات الخلايا
الدورات المخبرية التي تتطلب توقعات دقيقة للجهد
التحقق من الحسابات اليدوية في مجموعات المشاكل

5. الكيمياء الكهربية الصناعية

تستفيد الصناعات من حسابات EMF لـ:

تحسين عمليات الطلاء الكهربي
تحسين كفاءة التحليل الكهربائي
مراقبة الجودة في التصنيع الكهربي
استكشاف الأخطاء وإصلاح تقلبات الجهد غير المتوقعة

بدائل لمعادلة نيرنست

بينما تُعتبر معادلة نيرنست أساسية لحسابات EMF، توجد عدة طرق بديلة لمواقف معينة:

1. معادلة باتلر-فولر

للأنظمة التي تؤثر فيها عوامل الحركية بشكل كبير على الجهد المرصود: $i = i_0 \left[ \exp\left(\frac{\alpha_a n F \eta}{RT}\right) - \exp\left(-\frac{\alpha_c n F \eta}{RT}\right) \right]$

تربط هذه المعادلة كثافة التيار بجهد الجهد الزائد، مما يوفر رؤى حول حركيات الأقطاب.

2. معادلة جولدمان

للأنظمة البيولوجية وجهود الغشاء: $E_m = \frac{RT}{F} \ln\left(\frac{P_K[K^+]_{out} + P_{Na}[Na^+]_{out} + P_{Cl}[Cl^-]_{in}}{P_K[K^+]_{in} + P_{Na}[Na^+]_{in} + P_{Cl}[Cl^-]_{out}}\right)$

تُعتبر هذه المعادلة مفيدة بشكل خاص في علم الأعصاب وبيولوجيا الخلايا.

3. معادلة تافل

للأنظمة البعيدة عن التوازن: $\eta = a \pm b \log|i|$

تُعتبر هذه العلاقة المبسطة مفيدة لدراسات التآكل وتطبيقات الطلاء الكهربي.

4. حسابات خلايا التركيز

للخلايا التي يوجد فيها نفس زوج الأكسدة والاختزال بتراكيز مختلفة: $E = \frac{RT}{nF} \ln\left(\frac{[C]_{\text{cathode}}}{[C]_{\text{anode}}}\right)$

تُلغي هذه الحالة المتخصصة مصطلح الجهد القياسي (E°) في هذه الحسابات.

التطور التاريخي لحسابات EMF

تطور فهم وحساب القوة الدافعة الكهربائية بشكل كبير على مر القرون:

الاكتشافات المبكرة (1700-1800)

بدأت الرحلة مع اختراع ألساندرو فولتا للبطارية الفولتية في عام 1800، وهي أول بطارية حقيقية. جاء هذا الاختراق بعد ملاحظات لويجي جالفاني حول "الكهرباء الحيوانية" في الثمانينيات من القرن الثامن عشر. أسس عمل فولتا أن الجهد الكهربائي يمكن أن يتولد من خلال التفاعلات الكيميائية، مما وضع أساس الكيمياء الكهربية.

مساهمة نيرنست (أواخر 1800)

تقدمت الحقل بشكل كبير عندما اشتق والتر نيرنست، وهو كيميائي فيزيائي ألماني، معادلته الشهيرة في عام 1889. ربط عمل نيرنست الديناميكا الحرارية بالكيمياء الكهربية، موضحًا كيف تعتمد إمكانات الخلايا على التركيز ودرجة الحرارة. أكسبته هذه الاكتشافات جائزة نوبل في الكيمياء عام 1920.

التطورات الحديثة (1900-الحاضر)

على مدار القرن العشرين، قام العلماء بتحسين فهمنا للعمليات الكهروكيميائية:

طور بيتر ديباي وإريش هوكل نظريات المحاليل الإلكتروليتية في العشرينيات
أدى تطوير القطب الزجاجي في الثلاثينيات إلى تمكين قياسات دقيقة لدرجة الحموضة والجهد
تقدم جون بوكريس وألكسندر فرومكين نظرية حركيات الأقطاب في الخمسينيات
أحدثت أجهزة البوتينشيومتر الرقمية في السبعينيات ثورة في الكيمياء الكهربية التجريبية
سمحت الطرق الحسابية في التسعينيات وما بعدها بالنمذجة على مستوى الجزيئات للعمليات الكهروكيميائية

اليوم، تتضمن حسابات الكيمياء الكهربية نماذج متطورة تأخذ في الاعتبار السلوك غير المثالي، وتأثيرات السطح، وآليات التفاعل المعقدة، بناءً على رؤى نيرنست الأساسية.

الأسئلة الشائعة

ما هي القوة الدافعة الكهربائية (EMF)؟

تُعد القوة الدافعة الكهربائية (EMF) الفرق في الجهد الكهربائي الناتج عن خلية كيميائية كهربائية. تمثل الطاقة لكل وحدة شحنة المتاحة من تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تحدث داخل الخلية. تقاس EMF بالفولت وتحدد أقصى عمل كهربائي يمكن أن تؤديه الخلية.

كيف تؤثر درجة الحرارة على جهد الخلية؟

تؤثر درجة الحرارة بشكل مباشر على جهد الخلية من خلال معادلة نيرنست. تزيد درجات الحرارة المرتفعة من أهمية مصطلح الإنتروبيا (RT/nF)، مما قد يقلل من جهد الخلية للتفاعلات ذات تغير الإنتروبيا الإيجابي. بالنسبة لمعظم التفاعلات، تؤدي زيادة درجة الحرارة إلى انخفاض طفيف في جهد الخلية، على الرغم من أن العلاقة تعتمد على الديناميكا الحرارية الخاصة بالتفاعل.

لماذا EMF المحسوب لدي سالب؟

تشير EMF السلبية إلى أن التفاعل كما هو مكتوب ليس تلقائيًا في الاتجاه الأمامي. وهذا يعني أن التفاعل سيتجه طبيعيًا في الاتجاه العكسي. بدلاً من ذلك، قد يشير ذلك إلى أن قيمة الجهد القياسي الخاصة بك قد تكون غير صحيحة أو أنك قد عكست أدوار الأنود والكاثود في حسابك.

هل يمكنني استخدام معادلة نيرنست للمحاليل غير المائية؟

نعم، تنطبق معادلة نيرنست على المحاليل غير المائية، ولكن مع اعتبارات مهمة. يجب عليك استخدام الأنشطة بدلاً من التركيزات، وقد تتصرف الأقطاب المرجعية بشكل مختلف. ستختلف أيضًا إمكانات القياسية عن تلك الموجودة في الأنظمة المائية، مما يتطلب قيمًا محددة لنظام المذيب الخاص بك.

ما مدى دقة معادلة نيرنست للتطبيقات الواقعية؟

توفر معادلة نيرنست دقة ممتازة للمحاليل المخففة حيث يمكن تقريب الأنشطة بالتركيزات. بالنسبة للمحاليل المركزة، أو درجات الحموضة القصوى، أو ظروف الضغط الشديدة، قد تحدث انحرافات بسبب السلوك غير المثالي. في التطبيقات العملية، عادةً ما يمكن تحقيق دقة تتراوح بين ±5-10 مللي فولت مع اختيار المعلمات المناسبة.

ما الفرق بين E° وE°'؟

يمثل E° الجهد القياسي للتقليل تحت الظروف القياسية (جميع الأنواع عند نشاط 1M، ضغط 1 atm، 25 درجة مئوية). E°' (تنطق "E نوت برايم") هي الجهد الرسمي، الذي يأخذ في الاعتبار تأثيرات ظروف المحلول مثل درجة الحموضة وتكوين المعقدات. غالبًا ما تكون E°' أكثر عملية للأنظمة البيوكيميائية حيث يتم تثبيت درجة الحموضة عند قيم غير قياسية.

كيف يمكنني تحديد عدد الإلكترونات المنقولة (n)؟

يتم تحديد عدد الإلكترونات المنقولة (n) من تفاعل الأكسدة والاختزال المتوازن. اكتب نصف التفاعلات للتأكسد والاختزال، وقم بتوازنها بشكل منفصل، وحدد عدد الإلكترونات المنقولة. يجب أن تكون قيمة n صحيحة موجبة وتمثل معامل الإلكترونات في المعادلة المتوازنة.

هل يمكن حساب EMF لخلايا التركيز؟

نعم، يمكن تحليل خلايا التركيز (حيث يوجد نفس زوج الأكسدة والاختزال بتراكيز مختلفة) باستخدام شكل مبسط من معادلة نيرنست: E = (RT/nF)ln(C₂/C₁)، حيث C₂ وC₁ هما التركيزات عند الكاثود والأنود، على التوالي. يتم إلغاء مصطلح الجهد القياسي في هذه الحسابات.

كيف تؤثر الضغط على حسابات EMF؟

بالنسبة للتفاعلات التي تشمل الغازات، يؤثر الضغط على نسبة التفاعل Q. وفقًا لمعادلة نيرنست، فإن زيادة ضغط المتفاعلات الغازية تزيد من جهد الخلية، بينما تزيد زيادة ضغط المنتجات الغازية من جهد الخلية. يتم تضمين هذا التأثير من خلال استخدام الضغوط الجزئية (بالأجواء) في حساب نسبة التفاعل.

ما هي قيود حاسبة EMF للخلايا؟

تفترض الحاسبة سلوكًا مثاليًا للمحاليل، وعودة كاملة للتفاعلات، ودرجة حرارة ثابتة طوال الخلية. قد لا تأخذ في الاعتبار تأثيرات مثل جهد الوصل، ومعاملات النشاط في المحاليل المركزة، أو قيود حركيات الأقطاب. للحصول على عمل دقيق للغاية أو في ظروف قصوى، قد تكون هناك حاجة إلى تصحيحات إضافية.

أمثلة على التعليمات البرمجية لحسابات EMF

بايثون

1import math
2
3def calculate_emf(standard_potential, temperature, electron_count, reaction_quotient):
4    """
5    حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
6    
7    Args:
8        standard_potential: الجهد القياسي للخلية بالفولت
9        temperature: درجة الحرارة بالكلفن
10        electron_count: عدد الإلكترونات المنقولة
11        reaction_quotient: نسبة التفاعل
12        
13    Returns:
14        جهد الخلية (EMF) بالفولت
15    """
16    # الثوابت
17    R = 8.314  # ثابت الغاز في جول/(مول·ك)
18    F = 96485  # ثابت فاراداي في كولوم/مول
19    
20    # حساب RT/nF
21    rt_over_nf = (R * temperature) / (electron_count * F)
22    
23    # حساب اللوغاريتم الطبيعي لنسبة التفاعل
24    ln_q = math.log(reaction_quotient)
25    
26    # حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
27    emf = standard_potential - (rt_over_nf * ln_q)
28    
29    return emf
30
31# مثال على الاستخدام
32standard_potential = 1.10  # فولت
33temperature = 298  # كلفن
34electron_count = 2
35reaction_quotient = 1.5
36
37emf = calculate_emf(standard_potential, temperature, electron_count, reaction_quotient)
38print(f"EMF المحسوب: {emf:.4f} V")
39

جافا سكريبت

1function calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient) {
2  // الثوابت
3  const R = 8.314;  // ثابت الغاز في جول/(مول·ك)
4  const F = 96485;  // ثابت فاراداي في كولوم/مول
5  
6  // حساب RT/nF
7  const rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
8  
9  // حساب اللوغاريتم الطبيعي لنسبة التفاعل
10  const lnQ = Math.log(reactionQuotient);
11  
12  // حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
13  const emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
14  
15  return emf;
16}
17
18// مثال على الاستخدام
19const standardPotential = 1.10;  // فولت
20const temperature = 298;  // كلفن
21const electronCount = 2;
22const reactionQuotient = 1.5;
23
24const emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
25console.log(`EMF المحسوب: ${emf.toFixed(4)} V`);
26

إكسل

1' دالة إكسل لحساب EMF
2Function CalculateEMF(E0 As Double, T As Double, n As Integer, Q As Double) As Double
3    ' الثوابت
4    Const R As Double = 8.314   ' ثابت الغاز في جول/(مول·ك)
5    Const F As Double = 96485   ' ثابت فاراداي في كولوم/مول
6    
7    ' حساب RT/nF
8    Dim rtOverNF As Double
9    rtOverNF = (R * T) / (n * F)
10    
11    ' حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
12    CalculateEMF = E0 - (rtOverNF * Application.Ln(Q))
13End Function
14
15' الاستخدام في الخلية: =CalculateEMF(1.10, 298, 2, 1.5)
16

ماتلاب

1function emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient)
2    % حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
3    %
4    % المدخلات:
5    %   standardPotential - الجهد القياسي للخلية بالفولت
6    %   temperature - درجة الحرارة بالكلفن
7    %   electronCount - عدد الإلكترونات المنقولة
8    %   reactionQuotient - نسبة التفاعل Q
9    %
10    % المخرج:
11    %   emf - جهد الخلية (EMF) بالفولت
12    
13    % الثوابت
14    R = 8.314;  % ثابت الغاز في جول/(مول·ك)
15    F = 96485;  % ثابت فاراداي في كولوم/مول
16    
17    % حساب RT/nF
18    rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
19    
20    % حساب اللوغاريتم الطبيعي لنسبة التفاعل
21    lnQ = log(reactionQuotient);
22    
23    % حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
24    emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
25end
26
27% مثال على الاستخدام
28standardPotential = 1.10;  % فولت
29temperature = 298;  % كلفن
30electronCount = 2;
31reactionQuotient = 1.5;
32
33emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
34fprintf('EMF المحسوب: %.4f V\n', emf);
35

جافا

1public class EMFCalculator {
2    // الثوابت
3    private static final double R = 8.314;  // ثابت الغاز في جول/(مول·ك)
4    private static final double F = 96485;  // ثابت فاراداي في كولوم/مول
5    
6    /**
7     * حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
8     * 
9     * @param standardPotential الجهد القياسي للخلية بالفولت
10     * @param temperature درجة الحرارة بالكلفن
11     * @param electronCount عدد الإلكترونات المنقولة
12     * @param reactionQuotient نسبة التفاعل Q
13     * @return جهد الخلية (EMF) بالفولت
14     */
15    public static double calculateEMF(double standardPotential, double temperature, 
16                                     int electronCount, double reactionQuotient) {
17        // حساب RT/nF
18        double rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
19        
20        // حساب اللوغاريتم الطبيعي لنسبة التفاعل
21        double lnQ = Math.log(reactionQuotient);
22        
23        // حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
24        double emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
25        
26        return emf;
27    }
28    
29    public static void main(String[] args) {
30        double standardPotential = 1.10;  // فولت
31        double temperature = 298;  // كلفن
32        int electronCount = 2;
33        double reactionQuotient = 1.5;
34        
35        double emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
36        System.out.printf("EMF المحسوب: %.4f V%n", emf);
37    }
38}
39

C++

1#include <iostream>
2#include <cmath>
3#include <iomanip>
4
5/**
6 * حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
7 * 
8 * @param standardPotential الجهد القياسي للخلية بالفولت
9 * @param temperature درجة الحرارة بالكلفن
10 * @param electronCount عدد الإلكترونات المنقولة
11 * @param reactionQuotient نسبة التفاعل Q
12 * @return جهد الخلية (EMF) بالفولت
13 */
14double calculateEMF(double standardPotential, double temperature, 
15                   int electronCount, double reactionQuotient) {
16    // الثوابت
17    const double R = 8.314;  // ثابت الغاز في جول/(مول·ك)
18    const double F = 96485;  // ثابت فاراداي في كولوم/مول
19    
20    // حساب RT/nF
21    double rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
22    
23    // حساب اللوغاريتم الطبيعي لنسبة التفاعل
24    double lnQ = std::log(reactionQuotient);
25    
26    // حساب EMF باستخدام معادلة نيرنست
27    double emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
28    
29    return emf;
30}
31
32int main() {
33    double standardPotential = 1.10;  // فولت
34    double temperature = 298;  // كلفن
35    int electronCount = 2;
36    double reactionQuotient = 1.5;
37    
38    double emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
39    std::cout << "EMF المحسوب: " << std::fixed << std::setprecision(4) << emf << " V" << std::endl;
40    
41    return 0;
42}
43

تصور خلية كيميائية كهربائية

E = E° - (RT/nF)ln(Q)

المراجع

بارد، أ. ج.، وفولكنر، ل. ر. (2001). طرق الكيمياء الكهربية: الأسس والتطبيقات (الطبعة الثانية). جون وايلي وأولاده.
أتكينز، ب.، ودي باولا، ج. (2014). كيمياء أتكينز الفيزيائية (الطبعة العاشرة). مطبعة جامعة أكسفورد.
باغوتسكي، ف. س. (2005). أسس الكيمياء الكهربية (الطبعة الثانية). جون وايلي وأولاده.
بوكريس، ج. أ. م.، وريدي، أ. ك. ن. (2000). الكيمياء الكهربية الحديثة (الطبعة الثانية). مطبعة كلوير الأكاديمية.
هامن، ك. هـ.، وهامن، أ.، وفيلستيش، و. (2007). الكيمياء الكهربية (الطبعة الثانية). وايلي-فيش.
نيو مان، ج.، وتوماس-أليا، ك. إ. (2012). الأنظمة الكهربية (الطبعة الثالثة). جون وايلي وأولاده.
بليتشر، د.، ووالش، ف. ج. (1993). الكيمياء الكهربية الصناعية (الطبعة الثانية). سبرينجر.
وانغ، ج. (2006). الكيمياء التحليلية الكهربية (الطبعة الثالثة). جون وايلي وأولاده.

جرب حاسبة EMF للخلايا اليوم!

توفر لك حاسبة EMF للخلايا نتائج دقيقة وفورية لحساباتك الكيميائية الكهربية. سواء كنت طالبًا يتعلم عن معادلة نيرنست، أو باحثًا يقوم بتجارب، أو مهندسًا يصمم أنظمة كيميائية كهربائية، ستوفر لك هذه الأداة الوقت وتضمن الدقة. أدخل معلماتك الآن لحساب EMF الدقيق لظروفك المحددة!

💬

ردود الفعل

💬

انقر على الخبز المحمص لبدء إعطاء التغذية الراجعة حول هذه الأداة

🔗

الأدوات ذات الصلة

اكتشف المزيد من الأدوات التي قد تكون مفيدة لسير عملك