Kalkulačka reakčního kvocientu - Výpočet Q hodnot zdarma

Co je kalkulačka reakčního podílu?

Kalkulačka reakčního podílu určuje hodnotu Q, což je číslo porovnávající množství produktu s množstvím reaktantu v chemické reakci v libovolném okamžiku. Funguje pro reakce až se třemi reaktanty a třemi produkty. Zadejte stechiometrický koeficient každé látky (její číslo ve vyčíslené rovnici) a molární koncentraci; kalkulačka vrátí hodnotu Q spolu se vzorcem a dosazenými hodnotami.

Co je reakční podíl (Q)?

Reakční podíl je poměr koncentrací produktů ke koncentracím reaktantů, přičemž každá koncentrace je umocněna na koeficient příslušné látky ve vyčíslené rovnici. Lze jej vypočítat v libovolném okamžiku reakce, nejen v rovnováze. Porovnání Q s rovnovážnou konstantou K ukazuje, kterým směrem reakce směřuje.

Vzorec reakčního podílu

Pro obecnou reakci

$aA + bB \rightarrow cC + dD$

je reakční podíl

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

Zde [A], [B], [C] a [D] označují molární koncentrace (mol/L) a a, b, c a d jsou celočíselné koeficienty z vyčíslené rovnice. Kalkulačka uvádí stejné pravidlo v obecném tvaru Q = (∏[Products]^ν) / (∏[Reactants]^ν), kde ∏ znamená „vynásobit všechny členy mezi sebou“ a ν označuje koeficient každé látky. Čisté pevné látky a čisté kapaliny se z výrazu vynechávají, protože se jejich koncentrace během reakce nemění.

Jak vypočítat reakční podíl

1. Zapište vyčíslenou chemickou rovnici.
2. Uveďte koeficient každého reaktantu a produktu.
3. Zjistěte koncentraci každé látky v mol/l v požadovaném okamžiku.
4. Umocněte každou koncentraci na hodnotu jejího koeficientu.
5. Vynásobte členy s produkty v čitateli a členy s reaktanty ve jmenovateli.
6. Vydělte čitatele jmenovatelem.

Příklad výpočtu

Uvažujme reakci, při které vzniká amoniak:

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

Předpokládejme, že koncentrace jsou $[N_2] = 0.5\text{ M}$, $[H_2] = 0.2\text{ M}$ a $[NH_3] = 0.1\text{ M}$.

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

V tomto okamžiku reakce se Q rovná 2,5.

Q versus rovnovážná konstanta (K)

Q a K používají stejný vzorec, ale K je hodnota Q v okamžiku, kdy se reakce při konstantní teplotě přestane měnit a dosáhne rovnováhy. Porovnání těchto dvou hodnot předpovídá, kterým směrem se reakce posune:

• Q < K: reakce probíhá dopředně a vzniká více produktu.
• Q = K: reakce je v rovnováze; koncentrace se přestávají měnit.
• Q > K: reakce probíhá zpětně a vzniká více reaktantu.

Nulové a nedefinované hodnoty Q

Pokud je koncentrace některého produktu nulová a všechny koncentrace reaktantů jsou větší než nula, je čitatel nulový, takže Q se rovná 0. To je běžné na začátku reakce, než vznikne větší množství produktu.

Pokud je koncentrace kteréhokoli reaktantu nulová, je jmenovatel nulový a Q je matematicky nedefinované. Kalkulačka tento případ označí varováním a zobrazí výsledek jako ∞, protože poměr roste bez omezení, když se koncentrace reaktantu blíží nule.

Pokud jsou reaktant i produkt současně nulové, je poměr 0 dělený 0, což nemá jedinou hodnotu. Kalkulačka nejprve použije pravidlo pro nulový reaktant, takže zobrazí ∞ a varování.

Využití reakčního podílu

Chemici používají Q k předpovědi, kterým směrem se reakce posune při změně koncentrací; tato myšlenka souvisí s Le Chatelierovým principem: přidání většího množství reaktantu sníží Q pod K, takže se reakce posune dopředně, dokud Q znovu nevzroste na hodnotu K. Q se objevuje také v Nernstově rovnici, $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$, která spojuje napětí elektrochemického článku s koncentracemi zúčastněných látek, a ve vztahu mezi volnou energií a průběhem reakce, $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$. Průmysloví chemici sledují Q, aby posoudili, jak daleko je proces od rovnováhy, a upravili podmínky pro dosažení vyšší výtěžnosti.

Dějiny

Norští chemici Cato Guldberg a Peter Waage navrhli v 1864 zákon působení hmoty, podle kterého rychlosti reakcí závisí na koncentracích reagujících látek. Tato myšlenka vedla k rovnovážné konstantě K. J. Willard Gibbs později v 1870. letech spojil chemickou rovnováhu s volnou energií, čímž Q získalo své místo v termodynamice: reakce probíhá ve směru, který snižuje volnou energii systému, a Q měří, jak daleko je systém od minima volné energie reprezentovaného konstantou K.

Jak kalkulačku používat

1. Zvolte počet reaktantů (1 až 3) a produktů (1 až 3).
2. U každé látky zadejte její koeficient z vyčíslené rovnice. Koeficienty musí být celá čísla o hodnotě 1 nebo vyšší.
3. Zadejte koncentraci každé látky v mol/l. Koncentrace musí být nula nebo kladné číslo.
4. V části s výsledky si přečtěte hodnotu Q spolu se vzorcem a dosazenými čísly.

Často kladené otázky

Jaký je rozdíl mezi Q a K? Vypočítávají se stejným vzorcem. Q lze zjistit v libovolném okamžiku reakce; K je hodnota Q poté, co reakce při dané teplotě dosáhne rovnováhy.

Může být Q nulové? Ano. Pokud má některý produkt nulovou koncentraci, zatímco všechny koncentrace reaktantů jsou větší než nula, je čitatel výrazu pro Q nulový, takže Q je nulové.

Může být Q nedefinované? Ano. Pokud má kterýkoli reaktant nulovou koncentraci, je jmenovatel nulový, takže Q je v přísně matematickém smyslu nedefinované. Kalkulačka tento případ zobrazí jako ∞ a uvede varování.

Ovlivňuje teplota Q? Teplota nevstupuje přímo do vzorce pro Q, ale mění K a může měnit koncentrace použité ve výpočtu Q. Porovnávejte Q s hodnotou K naměřenou při stejné teplotě.

Objevují se ve výrazu pro Q pevné látky a kapaliny? Ne. Čisté pevné látky a čisté kapaliny se vynechávají, protože jejich koncentrace zůstává během reakce konstantní. Zahrnují se pouze rozpuštěné a plynné látky.

Proč jsou koncentrace umocněné? Mocnitel odpovídá koeficientu dané látky ve vyčíslené rovnici podle zákona chemické rovnováhy. V reakci 2 A → B zvýšení [A] na dvojnásobek zvýší člen s reaktantem čtyřnásobně (2²), což odráží skutečnost, že na každý vzniklý mol B reagují dva moly A.

Reference

1. Atkins, P. W. a de Paula, J. (2014). Atkinsova fyzikální chemie (10. vydání). Oxford University Press.
2. Chang, R. a Goldsby, K. A. (2015). Chemie (12. vyd.). McGraw-Hill Education.
3. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. a Bissonnette, C. (2016). Obecná chemie: principy a moderní aplikace (11. vydání). Pearson.
4. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M. a Stoltzfus, M. W. (2017). Chemie: ústřední věda (14. vydání). Pearson.