Calculadora d'EMF de Cèl·lules: Equació de Nernst per a Cèl·lules Electroquímiques

Calcula la Força Electromotriu (EMF) de cèl·lules electroquímiques utilitzant l'equació de Nernst. Introduïu la temperatura, el nombre d'electrons i el quocient de reacció per determinar el potencial de la cèl·lula.

Calculadora d'EMF de Cèl·lules

Paràmetres d'Entrada

Potencial Estàndard de Cèl·lula (E°)

Temperatura

Nombre d'Electrons Transferits (n)

Quocient de Reacció (Q)

Resultats

EMF Calculat:Si us plau, introduïu entrades vàlides

Equació de Nernst

E = E° - (RT/nF) × ln(Q)

Visualització de la Cèl·lula

Introduïu entrades vàlides per veure la visualització

📚

Documentació

Calculadora d'EMF de Cèl·lules

Introducció

La Calculadora d'EMF de Cèl·lules és una eina poderosa dissenyada per calcular la Força Electromotriu (EMF) de cèl·lules electroquímiques mitjançant l'equació de Nernst. L'EMF, mesurat en volts, representa la diferència de potencial elèctric generada per una cèl·lula galvànica o bateria. Aquesta calculadora permet als químics, estudiants i investigadors determinar amb precisió els potencials de cèl·lules en diverses condicions mitjançant la introducció del potencial estàndard de cèl·lula, temperatura, nombre d'electrons transferits i quocient de reacció. Tant si treballes en un experiment de laboratori, estudies electroquímica o dissenyes sistemes de bateries, aquesta calculadora proporciona valors d'EMF precisos essencials per comprendre i predir el comportament electroquímic.

Equació de Nernst: La Fundació dels Càlculs d'EMF

L'equació de Nernst és una fórmula fonamental en electroquímica que relaciona el potencial de cèl·lula (EMF) amb el potencial estàndard de cèl·lula i el quocient de reacció. Té en compte les condicions no estàndard, permetent als científics predir com canvien els potencials de cèl·lula amb concentracions i temperatures variables.

La Fórmula

L'equació de Nernst s'expressa com:

$E = E° - \frac{RT}{nF} \ln(Q)$

On:

$E$ = Potencial de cèl·lula (EMF) en volts (V)
$E°$ = Potencial estàndard de cèl·lula en volts (V)
$R$ = Constant de gas universal (8.314 J/mol·K)
$T$ = Temperatura en Kelvin (K)
$n$ = Nombre d'electrons transferits en la reacció redox
$F$ = Constant de Faraday (96,485 C/mol)
$\ln(Q)$ = Logaritme natural del quocient de reacció
$Q$ = Quocient de reacció (relació de les concentracions dels productes i reactius, cadascun elevat a la potència dels seus coeficients estequiomètrics)

A temperatura estàndard (298.15 K o 25°C), l'equació es pot simplificar a:

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

Variables Explicades

Potencial Estàndard de Cèl·lula (E°): La diferència de potencial entre el càtode i l'ànode en condicions estàndard (concentració de 1M, pressió de 1 atm, 25°C). Aquest valor és específic per a cada reacció redox i es pot trobar en taules electroquímiques.
Temperatura (T): La temperatura de la cèl·lula en Kelvin. La temperatura afecta el component d'entropia de l'energia lliure de Gibbs, influenciant així el potencial de la cèl·lula.
Nombre d'Electrons Transferits (n): El nombre d'electrons intercanviats en la reacció redox equilibrada. Aquest valor es determina a partir de les semi-reaccions equilibrades.
Quocient de Reacció (Q): La relació de les concentracions dels productes amb les dels reactius, cadascun elevat a la potència dels seus coeficients estequiomètrics. Per a una reacció general aA + bB → cC + dD, el quocient de reacció és:

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

Casos Límit i Limitacions

Temperatures Extremes: A temperatures molt altes o baixes, poden ser necessàries consideracions addicionals com els canvis en els coeficients d'activitat per obtenir resultats precisos.
Valors de Q Molt Grans o Petits: Quan Q s'aproxima a zero o a l'infinit, la calculadora pot produir valors d'EMF extrems. En la pràctica, aquestes condicions extremes rarament existeixen en sistemes electroquímics estables.
Sòl·lits No Ideals: L'equació de Nernst assumeix un comportament ideal de les solucions. En solucions molt concentrades o amb determinats electròlits, poden ocórrer desviacions.
Reaccions Irreversibles: L'equació de Nernst s'aplica a reaccions electroquímiques reversibles. Per a processos irreversibles, s'han de considerar factors addicionals d'overpotencial.

Com Utilitzar la Calculadora d'EMF de Cèl·lules

La nostra calculadora simplifica el complex procés de determinació dels potencials de cèl·lula en diverses condicions. Segueix aquests passos per calcular l'EMF de la teva cèl·lula electroquímica:

Guia Pas a Pas

Introdueix el Potencial Estàndard de Cèl·lula (E°):
- Introdueix el potencial de reducció estàndard per a la teva reacció redox específica en volts
- Aquest valor es pot trobar en taules electroquímiques estàndard o calcular-se a partir dels potencials de semi-cèl·lula
Especifica la Temperatura:
- Introdueix la temperatura en Kelvin (K)
- Recorda que K = °C + 273.15
- El valor per defecte està establert a 298 K (temperatura ambient)
Introdueix el Nombre d'Electrons Transferits (n):
- Introdueix el nombre d'electrons intercanviats en la reacció redox equilibrada
- Aquest ha de ser un enter positiu derivat de la teva equació equilibrada
Defineix el Quocient de Reacció (Q):
- Introdueix el quocient de reacció calculat basat en les concentracions dels productes i reactius
- Per a solucions diluïdes, els valors de concentració es poden utilitzar com a aproximacions per a les activitats
Visualitza els Resultats:
- La calculadora mostrarà instantàniament l'EMF calculat en volts
- Els detalls del càlcul mostren com s'ha aplicat l'equació de Nernst als teus inputs específics
Copia o Comparteix els Teus Resultats:
- Utilitza el botó de còpia per desar els teus resultats per a informes o anàlisis posteriors

Exemple de Càlcul

Calculem l'EMF per a una cèl·lula de zinc-coure amb els següents paràmetres:

Potencial estàndard (E°): 1.10 V
Temperatura: 298 K
Nombre d'electrons transferits: 2
Quocient de reacció: 1.5

Utilitzant l'equació de Nernst: $E = 1.10 - \frac{8.314 \times 298}{2 \times 96485} \ln(1.5)$ $E = 1.10 - 0.0128 \times 0.4055$ $E = 1.10 - 0.0052$ $E = 1.095 \text{ V}$

La calculadora realitza aquest càlcul automàticament, proporcionant-te el valor d'EMF precís.

Casos d'Ús per a Càlculs d'EMF

La Calculadora d'EMF de Cèl·lules serveix a nombroses aplicacions pràctiques en diversos camps:

1. Investigació de Laboratori

Els investigadors utilitzen càlculs d'EMF per:

Preveure la direcció i extensió de les reaccions electroquímiques
Dissenyar configuracions experimentals amb requisits de voltatge específics
Verificar resultats experimentals contra prediccions teòriques
Estudiar els efectes de la concentració i la temperatura sobre els potencials de reacció

2. Desenvolupament i Anàlisi de Bateries

En tecnologia de bateries, els càlculs d'EMF ajuden a:

Determinar el voltatge teòric màxim de noves composicions de bateries
Analitzar el rendiment de les bateries en diferents condicions d'operació
Investigar els efectes de la concentració d'electròlits sobre la sortida de la bateria
Optimitzar dissenys de bateries per a aplicacions específiques

3. Estudis de Corrosió

Els enginyers de corrosió utilitzen càlculs d'EMF per:

Preveure potencials de corrosió en diversos entorns
Dissenyar sistemes de protecció catòdica
Avaluar l'eficàcia dels inhibidors de corrosió
Avaluar la compatibilitat de diferents metalls en parells galvànics

4. Aplicacions Educatives

En entorns acadèmics, la calculadora ajuda a:

Estudiants que aprenen els principis de l'electroquímica
Instructors que demostren els efectes de la concentració i la temperatura sobre els potencials de cèl·lula
Cursos de laboratori que requereixen prediccions de voltatge precises
Verificació de càlculs manuals en conjunts de problemes

5. Electroquímica Industrial

Les indústries es beneficien dels càlculs d'EMF per:

Optimització dels processos d'electroplàstia
Millores en l'eficiència de l'electròlisi
Control de qualitat en la fabricació electroquímica
Resolució de fluctuacions de voltatge inesperades

Alternatives a l'Equació de Nernst

Si bé l'equació de Nernst és fonamental per als càlculs d'EMF, existeixen diversos enfocaments alternatius per a escenaris específics:

1. Equació de Butler-Volmer

Per a sistemes on els factors cinètics afecten significativament el potencial observat: $i = i_0 \left[ \exp\left(\frac{\alpha_a n F \eta}{RT}\right) - \exp\left(-\frac{\alpha_c n F \eta}{RT}\right) \right]$

Aquesta equació relaciona la densitat de corrent amb l'overpotencial, proporcionant informació sobre la cinètica de l'electrode.

2. Equació de Goldman

Per a sistemes biològics i potencials de membrana: $E_m = \frac{RT}{F} \ln\left(\frac{P_K[K^+]_{out} + P_{Na}[Na^+]_{out} + P_{Cl}[Cl^-]_{in}}{P_K[K^+]_{in} + P_{Na}[Na^+]_{in} + P_{Cl}[Cl^-]_{out}}\right)$

Aquesta equació és particularment útil en neurociència i biologia cel·lular.

3. Equació de Tafel

Per a sistemes lluny de l'equilibri: $\eta = a \pm b \log|i|$

Aquesta relació simplificada és útil per a estudis de corrosió i aplicacions d'electroplàstia.

4. Càlculs de Cèl·lules de Concentració

Per a cèl·lules on el mateix parell redox existeix a diferents concentracions: $E = \frac{RT}{nF} \ln\left(\frac{[C]_{\text{càtode}}}{[C]_{\text{ànode}}}\right)$

Aquest cas especialitzat elimina el terme de potencial estàndard.

Desenvolupament Històric dels Càlculs d'EMF

La comprensió i el càlcul de la força electromotriu han evolucionat significativament al llarg dels segles:

Primeres Descobriments (1700s-1800s)

El viatge va començar amb la invenció de la pila voltaica per Alessandro Volta el 1800, la primera veritable bateria. Aquesta innovació va seguir les observacions de Luigi Galvani sobre l'"electricitat animal" a la dècada de 1780. El treball de Volta va establir que es podia generar un potencial elèctric mitjançant reaccions químiques, establint les bases de l'electroquímica.

Contribució de Nernst (Finals del 1800)

El camp va avançar dràsticament quan Walther Nernst, un químic físic alemany, va derivar la seva equació eponímica el 1889. El treball de Nernst va connectar la termodinàmica amb l'electroquímica, mostrant com els potencials de cèl·lula depenen de la concentració i la temperatura. Aquesta innovació li va valer el Premi Nobel de Química el 1920.

Desenvolupaments Moderns (1900s-Actualitat)

Al llarg del segle XX, els científics van perfeccionar la nostra comprensió dels processos electroquímics:

Peter Debye i Erich Hückel van desenvolupar teories de solucions electròlits a la dècada de 1920
El desenvolupament de l'electrode de vidre a la dècada de 1930 va permetre mesures precises de pH i potencial
John Bockris i Aleksandr Frumkin van avançar en la teoria de la cinètica de l'electrode a la dècada de 1950
Els potenciòmetres digitals a la dècada de 1970 van revolucionar l'electroquímica experimental
Els mètodes computacionals a la dècada de 1990 i més enllà van permetre la modelització a nivell molecular dels processos electroquímics

Avui dia, els càlculs electroquímics incorporen models sofisticats que tenen en compte el comportament no ideal, els efectes de superfície i mecanismes de reacció complexos, construint sobre les percepcions fonamentals de Nernst.

Preguntes Freqüents

Què és la Força Electromotriu (EMF)?

La Força Electromotriu (EMF) és la diferència de potencial elèctric generada per una cèl·lula electroquímica. Representa l'energia per unitat de càrrega disponible a partir de les reaccions redox que ocorren dins de la cèl·lula. L'EMF es mesura en volts i determina el treball elèctric màxim que una cèl·lula pot realitzar.

Com afecta la temperatura al potencial de cèl·lula?

La temperatura afecta directament el potencial de cèl·lula a través de l'equació de Nernst. Temperatures més altes augmenten la importància del terme d'entropia (RT/nF), potencialment reduint el potencial de cèl·lula per a reaccions amb un canvi d'entropia positiu. Per a la majoria de les reaccions, l'augment de temperatura redueix lleugerament el potencial de cèl·lula, tot i que la relació depèn de la termodinàmica específica de la reacció.

Per què el meu EMF calculat és negatiu?

Un EMF negatiu indica que la reacció tal com està escrita no és espontània en la direcció directa. Això significa que la reacció procediria naturalment en la direcció inversa. Alternativament, podria indicar que el teu valor de potencial estàndard podria ser incorrecte o que has invertit els rols de l'ànode i el càtode en el teu càlcul.

Puc utilitzar l'equació de Nernst per a solucions no aquoses?

Sí, l'equació de Nernst s'aplica a solucions no aquoses, però amb consideracions importants. Has d'utilitzar activitats en comptes de concentracions, i els elèctrodes de referència poden comportar-se de manera diferent. Els potencials estàndard també diferiran dels que hi ha en sistemes aquosos, requerint valors específics per al teu sistema de dissolvent.

Quina precisió té l'equació de Nernst per a aplicacions del món real?

L'equació de Nernst proporciona una excel·lent precisió per a solucions diluïdes on les activitats es poden aproximar per concentracions. Per a solucions concentrades, altes forces i condicions extremes de pH, poden ocórrer desviacions a causa del comportament no ideal. En aplicacions pràctiques, s'aconsegueix normalment una precisió de ±5-10 mV amb una selecció adequada de paràmetres.

Quina és la diferència entre E° i E°'?

E° representa el potencial de reducció estàndard en condicions estàndard (tots els espècimens a 1M d'activitat, 1 atm de pressió, 25°C). E°' (pronunciat "E naught prime") és el potencial formal, que incorpora els efectes de les condicions de solució com el pH i la formació de complexos. E°' és sovint més pràctic per a sistemes bioquímics on el pH es fixa en valors no estàndard.

Com determino el nombre d'electrons transferits (n)?

El nombre d'electrons transferits (n) es determina a partir de la reacció redox equilibrada. Escriu les semi-reaccions per a l'oxidació i la reducció, equilibra-les per separat i identifica quants electrons es transfereixen. El valor de n ha de ser un enter positiu i representa el coeficient estequiomètric d'electrons a l'equació equilibrada.

Es poden calcular EMF per a cèl·lules de concentració?

Sí, les cèl·lules de concentració (on el mateix parell redox existeix a diferents concentracions) es poden analitzar mitjançant una forma simplificada de l'equació de Nernst: E = (RT/nF)ln(C₂/C₁), on C₂ i C₁ són les concentracions al càtode i a l'ànode, respectivament. El terme de potencial estàndard (E°) es cancel·la en aquests càlculs.

Com afecta la pressió als càlculs d'EMF?

Per a reaccions que impliquen gasos, la pressió afecta el quocient de reacció Q. Segons l'equació de Nernst, augmentar la pressió dels reactius gasosos augmenta el potencial de cèl·lula, mentre que augmentar la pressió dels productes gasosos el redueix. Aquest efecte s'incorpora mitjançant l'ús de pressions parcials (en atmosferes) en el càlcul del quocient de reacció.

Quines són les limitacions de la Calculadora d'EMF de Cèl·lules?

La calculadora assumeix un comportament ideal de les solucions, la reversibilitat completa de les reaccions i una temperatura constant a tota la cèl·lula. Pot no tenir en compte efectes com els potencials de connexió, els coeficients d'activitat en solucions concentrades o les limitacions de la cinètica de l'electrode. Per a treballs altament precisos o condicions extremes, poden ser necessàries correccions addicionals.

Exemples de Codi per a Càlculs d'EMF

Python

1import math
2
3def calculate_emf(standard_potential, temperature, electron_count, reaction_quotient):
4    """
5    Calcular l'EMF mitjançant l'equació de Nernst
6    
7    Args:
8        standard_potential: Potencial estàndard de cèl·lula en volts
9        temperature: Temperatura en Kelvin
10        electron_count: Nombre d'electrons transferits
11        reaction_quotient: Quocient de reacció Q
12        
13    Returns:
14        Potencial de cèl·lula (EMF) en volts
15    """
16    # Constants
17    R = 8.314  # Constant de gas en J/(mol·K)
18    F = 96485  # Constant de Faraday en C/mol
19    
20    # Calcular RT/nF
21    rt_over_nf = (R * temperature) / (electron_count * F)
22    
23    # Calcular logaritme natural del quocient de reacció
24    ln_q = math.log(reaction_quotient)
25    
26    # Calcular EMF mitjançant l'equació de Nernst
27    emf = standard_potential - (rt_over_nf * ln_q)
28    
29    return emf
30
31# Exemple d'ús
32standard_potential = 1.10  # volts
33temperature = 298  # Kelvin
34electron_count = 2
35reaction_quotient = 1.5
36
37emf = calculate_emf(standard_potential, temperature, electron_count, reaction_quotient)
38print(f"EMF calculat: {emf:.4f} V")
39

JavaScript

1function calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient) {
2  // Constants
3  const R = 8.314;  // Constant de gas en J/(mol·K)
4  const F = 96485;  // Constant de Faraday en C/mol
5  
6  // Calcular RT/nF
7  const rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
8  
9  // Calcular logaritme natural del quocient de reacció
10  const lnQ = Math.log(reactionQuotient);
11  
12  // Calcular EMF mitjançant l'equació de Nernst
13  const emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
14  
15  return emf;
16}
17
18// Exemple d'ús
19const standardPotential = 1.10;  // volts
20const temperature = 298;  // Kelvin
21const electronCount = 2;
22const reactionQuotient = 1.5;
23
24const emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
25console.log(`EMF calculat: ${emf.toFixed(4)} V`);
26

Excel

1' Funció d'Excel per al càlcul d'EMF
2Function CalculateEMF(E0 As Double, T As Double, n As Integer, Q As Double) As Double
3    ' Constants
4    Const R As Double = 8.314   ' Constant de gas en J/(mol·K)
5    Const F As Double = 96485   ' Constant de Faraday en C/mol
6    
7    ' Calcular RT/nF
8    Dim rtOverNF As Double
9    rtOverNF = (R * T) / (n * F)
10    
11    ' Calcular EMF mitjançant l'equació de Nernst
12    CalculateEMF = E0 - (rtOverNF * Application.Ln(Q))
13End Function
14
15' Ús en la cel·la: =CalculateEMF(1.10, 298, 2, 1.5)
16

MATLAB

1function emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient)
2    % Calcular l'EMF mitjançant l'equació de Nernst
3    %
4    % Inputs:
5    %   standardPotential - Potencial estàndard de cèl·lula en volts
6    %   temperature - Temperatura en Kelvin
7    %   electronCount - Nombre d'electrons transferits
8    %   reactionQuotient - Quocient de reacció Q
9    %
10    % Output:
11    %   emf - Potencial de cèl·lula (EMF) en volts
12    
13    % Constants
14    R = 8.314;  % Constant de gas en J/(mol·K)
15    F = 96485;  % Constant de Faraday en C/mol
16    
17    % Calcular RT/nF
18    rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
19    
20    % Calcular logaritme natural del quocient de reacció
21    lnQ = log(reactionQuotient);
22    
23    % Calcular EMF mitjançant l'equació de Nernst
24    emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
25end
26
27% Exemple d'ús
28standardPotential = 1.10;  % volts
29temperature = 298;  % Kelvin
30electronCount = 2;
31reactionQuotient = 1.5;
32
33emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
34fprintf('EMF calculat: %.4f V\n', emf);
35

Java

1public class EMFCalculator {
2    // Constants
3    private static final double R = 8.314;  // Constant de gas en J/(mol·K)
4    private static final double F = 96485;  // Constant de Faraday en C/mol
5    
6    /**
7     * Calcular l'EMF mitjançant l'equació de Nernst
8     * 
9     * @param standardPotential Potencial estàndard de cèl·lula en volts
10     * @param temperature Temperatura en Kelvin
11     * @param electronCount Nombre d'electrons transferits
12     * @param reactionQuotient Quocient de reacció Q
13     * @return Potencial de cèl·lula (EMF) en volts
14     */
15    public static double calculateEMF(double standardPotential, double temperature, 
16                                     int electronCount, double reactionQuotient) {
17        // Calcular RT/nF
18        double rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
19        
20        // Calcular logaritme natural del quocient de reacció
21        double lnQ = Math.log(reactionQuotient);
22        
23        // Calcular EMF mitjançant l'equació de Nernst
24        double emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
25        
26        return emf;
27    }
28    
29    public static void main(String[] args) {
30        double standardPotential = 1.10;  // volts
31        double temperature = 298;  // Kelvin
32        int electronCount = 2;
33        double reactionQuotient = 1.5;
34        
35        double emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
36        System.out.printf("EMF calculat: %.4f V%n", emf);
37    }
38}
39

C++

1#include <iostream>
2#include <cmath>
3#include <iomanip>
4
5/**
6 * Calcular l'EMF mitjançant l'equació de Nernst
7 * 
8 * @param standardPotential Potencial estàndard de cèl·lula en volts
9 * @param temperature Temperatura en Kelvin
10 * @param electronCount Nombre d'electrons transferits
11 * @param reactionQuotient Quocient de reacció Q
12 * @return Potencial de cèl·lula (EMF) en volts
13 */
14double calculateEMF(double standardPotential, double temperature, 
15                   int electronCount, double reactionQuotient) {
16    // Constants
17    const double R = 8.314;  // Constant de gas en J/(mol·K)
18    const double F = 96485;  // Constant de Faraday en C/mol
19    
20    // Calcular RT/nF
21    double rtOverNF = (R * temperature) / (electronCount * F);
22    
23    // Calcular logaritme natural del quocient de reacció
24    double lnQ = std::log(reactionQuotient);
25    
26    // Calcular EMF mitjançant l'equació de Nernst
27    double emf = standardPotential - (rtOverNF * lnQ);
28    
29    return emf;
30}
31
32int main() {
33    double standardPotential = 1.10;  // volts
34    double temperature = 298;  // Kelvin
35    int electronCount = 2;
36    double reactionQuotient = 1.5;
37    
38    double emf = calculateEMF(standardPotential, temperature, electronCount, reactionQuotient);
39    std::cout << "EMF calculat: " << std::fixed << std::setprecision(4) << emf << " V" << std::endl;
40    
41    return 0;
42}
43

Visualització de la Cèl·lula Electroquímica

E = E° - (RT/nF)ln(Q)

Referències

Bard, A. J., & Faulkner, L. R. (2001). Mètodes Electroquímics: Fonaments i Aplicacions (2a ed.). John Wiley & Sons.
Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Química Física d'Atkins (10a ed.). Oxford University Press.
Bagotsky, V. S. (2005). Fonaments d'Electroquímica (2a ed.). John Wiley & Sons.
Bockris, J. O'M., & Reddy, A. K. N. (2000). Electroquímica Moderna (2a ed.). Kluwer Academic Publishers.
Hamann, C. H., Hamnett, A., & Vielstich, W. (2007). Electroquímica (2a ed.). Wiley-VCH.
Newman, J., & Thomas-Alyea, K. E. (2012). Sistemes Electroquímics (3a ed.). John Wiley & Sons.
Pletcher, D., & Walsh, F. C. (1993). Electroquímica Industrial (2a ed.). Springer.
Wang, J. (2006). Electroquímica Analítica (3a ed.). John Wiley & Sons.

Prova la Nostra Calculadora d'EMF de Cèl·lules Avui!

La nostra Calculadora d'EMF de Cèl·lules proporciona resultats precisos i instantanis per als teus càlculs electroquímics. Tant si ets un estudiant que aprèn sobre l'equació de Nernst, un investigador que realitza experiments, o un enginyer que dissenya sistemes electroquímics, aquesta eina t'estalviarà temps i assegurarà precisió. Introdueix els teus paràmetres ara per calcular l'EMF exacte per a les teves condicions específiques!

💬

Retroalimentació

💬

Feu clic al toast de feedback per començar a donar feedback sobre aquesta eina

🔗

Eines Relacionades

Descobreix més eines que podrien ser útils per al teu flux de treball

Calculadora de dilució de cèl·lules per a la preparació de mostres de laboratori

Prova aquesta eina

Calculadora d'energia de reticulat per a compostos iònics

Prova aquesta eina

Calculadora d'electronegativitat: Valors dels elements en l'escala de Pauling

Prova aquesta eina

Calculadora de Massa Elemental: Troba Pesos Atòmics dels Elements

Prova aquesta eina

Calculadora gratuïta de l'equació de Nernst - Calcula el potencial de membrana

Prova aquesta eina

Calculadora d'EMF de Cèl·lules: Equació de Nernst per a Cèl·lules Electroquímiques

Calculadora d'EMF de Cèl·lules

Paràmetres d'Entrada

Resultats

Equació de Nernst

Visualització de la Cèl·lula

Documentació

Calculadora d'EMF de Cèl·lules

Introducció

Equació de Nernst: La Fundació dels Càlculs d'EMF

La Fórmula

Variables Explicades

Casos Límit i Limitacions

Com Utilitzar la Calculadora d'EMF de Cèl·lules

Guia Pas a Pas

Exemple de Càlcul

Casos d'Ús per a Càlculs d'EMF

1. Investigació de Laboratori

2. Desenvolupament i Anàlisi de Bateries

3. Estudis de Corrosió

4. Aplicacions Educatives

5. Electroquímica Industrial

Alternatives a l'Equació de Nernst

1. Equació de Butler-Volmer

2. Equació de Goldman

3. Equació de Tafel

4. Càlculs de Cèl·lules de Concentració

Desenvolupament Històric dels Càlculs d'EMF

Primeres Descobriments (1700s-1800s)

Contribució de Nernst (Finals del 1800)

Desenvolupaments Moderns (1900s-Actualitat)

Preguntes Freqüents

Què és la Força Electromotriu (EMF)?

Com afecta la temperatura al potencial de cèl·lula?

Per què el meu EMF calculat és negatiu?

Puc utilitzar l'equació de Nernst per a solucions no aquoses?

Quina precisió té l'equació de Nernst per a aplicacions del món real?

Quina és la diferència entre E° i E°'?

Com determino el nombre d'electrons transferits (n)?

Es poden calcular EMF per a cèl·lules de concentració?

Com afecta la pressió als càlculs d'EMF?

Quines són les limitacions de la Calculadora d'EMF de Cèl·lules?

Exemples de Codi per a Càlculs d'EMF

Python

JavaScript

Excel

MATLAB

Java

C++

Visualització de la Cèl·lula Electroquímica

Referències

Prova la Nostra Calculadora d'EMF de Cèl·lules Avui!

Retroalimentació

Eines Relacionades

Calculadora d'Electròlisi: Depòsit de Massa Usant la Llei de Faraday

Calculadora d'energia d'activació per a la cinètica de reaccions químiques

Calculadora de Configuració Electrònica per a Elements de la Taula Periòdica

Calculadora de càrrega nuclear efectiva: Anàlisi de l'estructura atòmica

Calculadora de dilució de cèl·lules per a la preparació de mostres de laboratori

Calculadora d'energia de reticulat per a compostos iònics

Calculadora d'electronegativitat: Valors dels elements en l'escala de Pauling

Calculadora de Massa Elemental: Troba Pesos Atòmics dels Elements

Calculadora gratuïta de l'equació de Nernst - Calcula el potencial de membrana