حاسبة معامل التفاعل - احسب قيم Q مجانًا

ما حاسبة حاصل التفاعل؟

تحسب حاسبة حاصل التفاعل قيمة Q، وهو عدد يقارن بين كمية الناتج وكمية المتفاعل في تفاعل كيميائي في أي لحظة. وتعمل مع التفاعلات التي تضم ما يصل إلى ثلاثة متفاعلات وثلاثة نواتج. أدخل المعامل الستوكيومتري لكل نوع كيميائي (عدده في المعادلة الموزونة) وتركيزه المولي، فتعرض الحاسبة قيمة Q مع الصيغة والقيم المُعَوَّضة.

ما حاصل التفاعل (Q)؟

حاصل التفاعل هو نسبة تراكيز النواتج إلى تراكيز المتفاعلات، بحيث يُرفع كل تركيز إلى قوة معامله في المعادلة الموزونة. ويمكن حسابه في أي نقطة أثناء التفاعل، وليس عند الاتزان فقط. وتُظهر مقارنة Q بثابت الاتزان K الاتجاه الذي يتجه فيه التفاعل.

صيغة حاصل التفاعل

لتفاعل عام

$aA + bB \rightarrow cC + dD$

حاصل التفاعل هو

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

هنا تمثل [A] و[B] و[C] و[D] تراكيز مولية (مول/لتر)، وتمثل a وb وc وd المعاملات الصحيحة من المعادلة الموزونة. وتطبع الحاسبة القاعدة نفسها بصيغة عامة هي Q = (∏[النواتج]^ν) / (∏[المتفاعلات]^ν)، حيث تعني ∏ «ضرب جميع الحدود معًا»، وتمثل ν معامل كل نوع كيميائي. ولا تُدرج المواد الصلبة النقية والسوائل النقية في التعبير، لأن تراكيزها لا تتغير أثناء التفاعل.

كيفية حساب حاصل التفاعل

1. اكتب المعادلة الكيميائية الموزونة.
2. دوّن معامل كل متفاعل وناتج.
3. أوجد تركيز كل نوع كيميائي، بوحدة مول/لتر، في اللحظة موضع الاهتمام.
4. ارفع كل تركيز إلى الأس الذي يمثّل معامله.
5. اضرب حدود النواتج معًا لتكوين البسط، واضرب حدود المتفاعلات معًا لتكوين المقام.
6. اقسم البسط على المقام.

مثال محلول

خذ التفاعل الذي يُكوّن الأمونيا:

$N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)$

افترض أن التراكيز هي $[N_2] = 0.5\text{ M}$ و$[H_2] = 0.2\text{ M}$ و$[NH_3] = 0.1\text{ M}$.

$Q = \frac{[NH_3]^2}{[N_2]^1[H_2]^3} = \frac{(0.1)^2}{(0.5)(0.2)^3} = \frac{0.01}{0.004} = 2.5$

تساوي Q قيمة 2.5 في هذه اللحظة من التفاعل.

Q في مقابل ثابت الاتزان (K)

يستخدم Q وK الصيغة نفسها، لكن K هي القيمة التي يصل إليها Q عندما يتوقف التفاعل عن التغير، أي عند الاتزان، عند درجة حرارة ثابتة. وتتيح مقارنة القيمتين التنبؤ بالاتجاه الذي سينزاح فيه التفاعل:

• Q < K: يتقدم التفاعل، مكوِّنًا مزيدًا من الناتج.
• Q = K: يكون التفاعل عند الاتزان؛ وتتوقف التراكيز عن التغير.
• Q > K: يسير التفاعل في الاتجاه العكسي، مكوِّنًا مزيدًا من المتفاعل.

قيم Q الصفرية وغير المعرّفة

إذا كان تركيز أحد النواتج صفرًا وكانت تراكيز جميع المتفاعلات أكبر من الصفر، يكون البسط صفرًا، ولذلك تساوي Q قيمة 0. ويحدث ذلك عادةً بالقرب من بداية التفاعل، قبل تكوّن كمية كبيرة من الناتج.

إذا كان تركيز أي متفاعل صفرًا، يكون المقام صفرًا وتصبح Q غير معرّفة رياضيًا. وتُصدر الحاسبة تحذيرًا في هذه الحالة وتعرض النتيجة بصيغة ∞، لأن النسبة تزداد بلا حد كلما اقترب تركيز المتفاعل من الصفر.

إذا كان أحد المتفاعلات وأحد النواتج يساويان صفرًا معًا، تكون النسبة 0 مقسومة على 0، ولا تكون لها قيمة واحدة. وتطبّق الحاسبة قاعدة المتفاعل الصفري أولًا، ولذلك تعرض ∞ والتحذير.

استخدامات حاصل التفاعل

يستخدم الكيميائيون Q للتنبؤ بالاتجاه الذي سينزاح فيه التفاعل عند تغير التراكيز، وهي فكرة ترتبط بمبدأ لوشاتيليه: تؤدي إضافة مزيد من المتفاعل إلى خفض Q إلى ما دون K، ولذلك ينزاح التفاعل إلى الأمام حتى ترتفع Q مجددًا إلى K. ويظهر Q أيضًا في معادلة نرنست، $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$، التي تربط جهد الخلية الكهروكيميائية بتراكيز الأنواع الكيميائية الداخلة فيها، وفي العلاقة بين الطاقة الحرة وتقدم التفاعل، $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$. ويتابع الكيميائيون في الصناعة Q لتقدير مدى ابتعاد العملية عن الاتزان وضبط الظروف لتحقيق مردود أفضل.

التاريخ

اقترح الكيميائيان النرويجيان كاتو غولدبرغ وبيتر فاغه قانون فعل الكتلة في 1864، ونصّا فيه على أن سرعات التفاعل تعتمد على تراكيز المواد المتفاعلة. وأدت هذه الفكرة إلى ثابت الاتزان K. ثم ربط ج. ويلارد غيبس الاتزان الكيميائي بالطاقة الحرة في عقد 1870، مما أتاح لـ Q مكانته في الديناميكا الحرارية: يسير التفاعل في الاتجاه الذي يخفض الطاقة الحرة للنظام، ويقيس Q مدى ابتعاد النظام عن الحد الأدنى للطاقة الحرة الذي تمثله K.

كيفية استخدام الحاسبة

1. اختر عدد المتفاعلات (من 1 إلى 3) وعدد النواتج (من 1 إلى 3).
2. لكل نوع كيميائي، أدخل معامله من المعادلة الموزونة. يجب أن تكون المعاملات أعدادًا صحيحة قيمتها 1 أو أكثر.
3. أدخل تركيز كل نوع كيميائي بوحدة مول/لتر. ويجب أن تكون التراكيز صفرًا أو عددًا موجبًا.
4. اقرأ قيمة Q، إلى جانب الصيغة والأعداد المُعَوَّضة، في قسم النتائج.

الأسئلة الشائعة

ما الفرق بين Q وK؟ يُحسب كلاهما باستخدام الصيغة نفسها. ويمكن إيجاد Q في أي نقطة من التفاعل؛ أما K فهي قيمة Q عندما يصل التفاعل إلى الاتزان عند درجة حرارة معينة.

هل يمكن أن تكون Q صفرًا؟ نعم. إذا كان تركيز أحد النواتج صفرًا بينما تكون تراكيز جميع المتفاعلات أكبر من الصفر، يكون بسط تعبير Q صفرًا، ولذلك تكون Q صفرًا.

هل يمكن أن تكون Q غير معرّفة؟ نعم. إذا كان تركيز أي متفاعل صفرًا، يكون المقام صفرًا، مما يجعل Q غير معرّفة بالمعنى الرياضي الدقيق. وتعرض الحاسبة هذه الحالة بصيغة ∞ وتظهر تحذيرًا.

هل تؤثر درجة الحرارة في Q؟ لا تدخل درجة الحرارة مباشرةً في صيغة Q، لكنها تغير K، وقد تغير التراكيز المستخدمة في Q. قارن Q بقيمة K المقاسة عند درجة الحرارة نفسها.

هل تظهر المواد الصلبة والسوائل في تعبير Q؟ لا. لا تُدرج المواد الصلبة النقية والسوائل النقية، لأن تراكيزها تظل ثابتة أثناء التفاعل. ولا تُدرج إلا الأنواع الكيميائية المذابة والغازية.

لماذا تُرفع التراكيز إلى قوة؟ تطابق القوة معامل كل نوع كيميائي في المعادلة الموزونة، وفقًا لقانون فعل الكتلة. في التفاعل 2 A → B، يؤدي تضاعف [A] إلى زيادة حد المتفاعل بمقدار أربعة أضعاف (2²)، بما يعكس تفاعل مولين من A مقابل كل مول من B متكوّن.

المراجع

1. أتكنز، ب. و.، ودي باولا، ج. (2014). الكيمياء الفيزيائية لأتكنز (الطبعة 10). مطبعة جامعة أكسفورد.
2. تشانغ، ر.، وغولدسبي، ك. أ. (2015). الكيمياء (الطبعة رقم 12). ماكجرو هيل للتعليم.
3. بيتروتشي، ر. هـ.، هيرينغ، ف. ج.، مادورا، ج. د.، وبسونيت، س. (2016). الكيمياء العامة: المبادئ والتطبيقات الحديثة (الطبعة 11). بيرسون.
4. براون، ت. ل.، ليمي، هـ. إ.، بورستن، ب. إ.، مورفي، س. ج.، وودوارد، ب. م.، وستولتزفوس، م. و. (2017). الكيمياء: العلم المركزي (الطبعة 14). بيرسون.