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 stechiometrický koeficient z vyčíslené rovnice. Lze jej určit v kterémkoli okamžiku reakce, nejen v rovnováze. Porovnáním Q s rovnovážnou konstantou K zjistíme, 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] jsou molární koncentrace (mol/l) a a, b, c a d jsou celočíselné koeficienty z vyčíslené rovnice. Čisté pevné látky a čisté kapaliny se ve výrazu vynechávají, protože jejich relativní koncentrace se rovná 1. Objevují se pouze plyny a rozpuštěné látky.

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.

Praktický příklad

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 se počítají stejným vzorcem, ale K je hodnota, kterou Q nabývá v rovnováze, při dané teplotě. Porovnání obou 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 libovolného produktu nulová, je čitatel nulový, takže Q se rovná 0 (ledaže je nulová také koncentrace některého reaktantu; v takovém případě kalkulačka zobrazí ∞). To je typické pro začátek 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.

Využití reakčního podílu

Chemici používají Q k předpovědi, kterým směrem se reakce posune při změně koncentrací, což souvisí s Le Chatelierovým principem: přidání dalšího reaktantu sníží Q pod K, takže se reakce posouvá dopředu, dokud Q opět nevzroste na K. Q se také objevuje v Nernstově rovnici, $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$, která dává do vztahu napětí elektrochemického článku a koncentrace zúčastněných látek, a ve vztahu mezi volnou energií a složením reakční směsi, $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$.

Dějiny

Norští chemici Cato Guldberg a Peter Waage poprvé představili zákon aktivních hmotností v roce 1864 v přednášce před Akademií věd v Christianii (Oslo). Zákon dává do vztahu rovnovážný stav reakce a množství reagujících látek a vedl k zavedení rovnovážné konstanty K. J. Willard Gibbs později spojil chemickou rovnováhu s volnou energií ve spisu On the Equilibrium of Heterogeneous Substances (1876 a 1878), čímž dal Q místo v termodynamice: reakce probíhá směrem, který snižuje volnou energii soustavy, a Q udává, jak daleko je soustava od minima volné energie, které představuje K.

Jak používat kalkulátor

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 kterýkoli produkt nulovou koncentraci, 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 aktivních hmotností. 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. OpenStax. Chemistry 2e, oddíl 13.2. Equilibrium Constants – Q z vyčíslené rovnice s koeficienty jako exponenty; K ≡ Q v rovnováze; kapaliny a pevné látky mají relativní koncentraci 1 a vynechávají se; Q < K probíhá dopředu, Q > K opačným směrem.
2. OpenStax. Chemistry 2e, oddíl 17.4. Potential, Free Energy, and Equilibrium – Nernstova rovnice, E = E° − (RT/nF) ln Q.
3. OpenStax. Chemistry 2e, oddíl 16.4. Free Energy – ΔG = ΔG° + RT ln Q.
4. Waage, P. a Guldberg, C. M., přel. H. I. Abrash. Studies Concerning Affinity (hostováno Univerzitou Notre Dame). Studies Concerning Affinity (PDF) – první představení zákona aktivních hmotností Guldbergem a Waagem v roce 1864 před Akademií věd v Christianii.
5. MacTutor History of Mathematics, University of St Andrews. Josiah Willard Gibbs. Gibbs biography – On the Equilibrium of Heterogeneous Substances, vydáno ve dvou částech v letech 1876 a 1878.