#electrochemistry

Faraday-wet elektrolyse wiskunde als een API, lokaal en deterministisch berekend. Het massa-eindpunt past de eerste wet van Faraday voor elektrolyse toe, m = (Q·M)/(n·F) = (I·t·M)/(n·F), om de massa te geven van een stof die wordt afgezet op een kathode of opgelost van een anode uit de doorgelaten lading — of de stroom en tijd — de molaire massa en de valentie (elektronen overgedragen per ion), met de Faraday-constante 96485 C/mol. Het lading-eindpunt keert het om om de lading Q = (m·n·F)/M te geven en, met een stroom, de plaatstijd die nodig is om een doelmassa af te zetten — de kernberekening voor galvaniseren en anodiseren. Het gasvolume-eindpunt berekent het volume gas dat vrijkomt tijdens elektrolyse, mol = Q/(n·F) en volume = mol × 22,414 L/mol bij STP, met behulp van de elektronen per gasmolecuul (twee voor waterstof, vier voor zuurstof bij waterelektrolyse). Molaire massa in g/mol, stroom in ampère, tijd in seconden, lading in coulombs en massa in grammen. Alles wordt lokaal en deterministisch berekend, dus het is direct en privé. Ideaal voor ontwikkelaars van apps voor galvaniseren, anodiseren, batterijen, waterstofproductie en scheikundeonderwijs, plaatstijd- en gasopbrengsttools, en elektrochemie-onderwijs. Pure lokale berekening — geen sleutel, geen externe dienst, direct. Live, niets opgeslagen. 3 eindpunten. Dit is elektrolyse (wetten van Faraday); voor celpotentiaal en de Nernst-vergelijking gebruik een elektrochemie Nernst API.

api.oanor.com/electrolysis-api

Elektrochemie wiskunde als een API, lokaal en deterministisch berekend. Het nernst-eindpunt past de Nernst-vergelijking toe, E = E° − (R·T/nF)·ln Q, om de werkelijke elektrode- of celpotentiaal onder niet-standaardomstandigheden te geven uit de standaardpotentiaal E°, het aantal overgedragen elektronen n, de reactiequotiënt Q en de temperatuur — bij 25 °C reduceert dit tot E = E° − (0,05916/n)·log10 Q, en een grotere Q (meer product) verlaagt de potentiaal. Het cel-potentiaal eindpunt berekent de standaard EMF van een galvanische cel uit de kathode- en anode-standaardreductiepotentialen, E°cel = E°kathode − E°anode, samen met de standaard Gibbs vrije energie ΔG° = −nF·E°cel en of de reactie spontaan is. Het evenwicht-eindpunt berekent de evenwichtsconstante van een redoxreactie, K = exp(nF·E°cel / RT), en de bijbehorende ΔG°, uit de standaard celpotentiaal en de overgedragen elektronen. Potentialen zijn in volt, energieën in kJ/mol, de Faraday-constante is 96485 C/mol en de gasconstante 8,314 J/mol·K. Alles wordt lokaal en deterministisch berekend, dus het is onmiddellijk en privé. Ideaal voor ontwikkelaars van apps voor chemie-onderwijs, batterijen, corrosie, galvaniseren en elektroanalytische toepassingen, galvanische cel- en redox-tools, en STEM-onderwijs. Pure lokale berekening — geen sleutel, geen externe dienst, onmiddellijk. Live, niets opgeslagen. 3 eindpunten. Dit is elektrochemie; voor zuur-base pH gebruik een pH API en voor reactiesnelheidskinetiek een Arrhenius API.

api.oanor.com/nernst-api