آخر تحديث: 2026-06-16

يصف ثابت الاتزان $K$ مدى تقدّم التفاعل قبل أن تتعادل سرعتاه الأمامية والعكسية. وفي تفاعل الأكسدة والاختزال، تحدِّد جهد الخلية القياسي هذه النقطة النهائية: فالفلطية الدافعة الأكبر تزيح الاتزان أبعد نحو النواتج. وتحوِّل هذه الحاسبة جهد خلية قياسيًا إلى $K$، وهي خطوة تظهر كلما ربط مقرر في الكهروكيمياء فلطيات الخلية بفصل الاتزان.

من الجهد إلى ثابت الاتزان

يمكن مساواة تعبيرين عن الطاقة الحرة القياسية. تعطي الكهروكيمياء $\Delta G^\circ = -nFE^\circ$، ويعطي الثرموديناميك $\Delta G^\circ = -RT\ln K$. وبمساواتهما وحل المعادلة لإيجاد الثابت:

$\ln K = \frac{nFE^\circ}{RT}, \qquad K = e^{nFE^\circ/RT}$

وهنا $n$ عدد الإلكترونات المنتقلة، و$F = 96{,}485\ \mathrm{C/mol}$ ثابت فاراداي، و$R = 8.314\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}$ ثابت الغازات، و$T$ درجة الحرارة المطلقة.

مثال محلول

لخلية تنقل إلكترونين بجهد $E^\circ = 1.10\ \mathrm{V}$ عند 298.15 K:

ينتج عن جهد لا يتجاوز نحو 1 V قيمة هائلة لـ $K$، بما يعني أن التفاعل يمضي إلى التمام تقريبًا.

لماذا يعطي جهد صغير قيمة هائلة لـ K

يقع ثابت الاتزان داخل دالة أسية، فهو شديد الحساسية للجهد. وعند 25 °C تتبسّط العلاقة إلى $\ln K = nE^\circ/0.0257$، فيضرب كل $0.0257/n\ \mathrm{V}$ قيمة $K$ في العامل $e$. ولهذا تستطيع التفاعلات الكهروكيميائية ذات الفلطيات المتواضعة أن تدفع تحوّلات تتجاوز بكثير ما يوحي به الحدس.

تدخل درجة الحرارة عبر الحدّ $RT$، فيقتضي الجهد نفسه قيمة مختلفة لـ $K$ عند درجة حرارة مختلفة. وللحصول على الجهد من بيانات الأقطاب أولًا، استخدم حاسبة جهد الخلية القياسي؛ وللطاقة الحرة التي تربط بينهما انظر حاسبة طاقة جيبس الحرة من جهد الخلية. وعندما لا تكون التركيزات قياسية، تنزاح فلطية الخلية نفسها وفقًا لـ حاسبة معادلة نيرنست.