Calculadora de Cociente de Reacción - Calcular Valores Q Gratis

¿Qué es una calculadora del cociente de reacción?

Una calculadora del cociente de reacción halla el valor de Q, un número que compara la cantidad de producto con la cantidad de reactivo en una reacción química en un momento dado. Sirve para reacciones con hasta tres reactivos y tres productos. Se introducen el coeficiente estequiométrico de cada especie (su número en la ecuación ajustada) y su concentración molar, y la calculadora devuelve Q junto con la fórmula y los valores sustituidos.

¿Qué es el cociente de reacción (Q)?

El cociente de reacción es la razón entre las concentraciones de los productos y las de los reactivos, con cada concentración elevada a la potencia de su coeficiente en la ecuación ajustada. Puede calcularse en cualquier momento de una reacción, no solo en el equilibrio. Comparar Q con la constante de equilibrio K indica hacia dónde avanza la reacción.

Fórmula del cociente de reacción

Para una reacción general

$aA + bB \rightarrow cC + dD$

el cociente de reacción es

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

Aquí [A], [B], [C] y [D] son concentraciones molares (mol/L), y a, b, c y d son los coeficientes enteros de la ecuación ajustada. Los sólidos puros y los líquidos puros se omiten de la expresión, porque su concentración relativa es igual a 1. Solo aparecen los gases y las especies disueltas.

Cómo calcular el cociente de reacción

1. Escriba la ecuación química ajustada.
2. Anote el coeficiente de cada reactivo y de cada producto.
3. Halle la concentración de cada especie, en mol/L, en el momento de interés.
4. Eleve cada concentración a la potencia de su coeficiente.
5. Multiplique entre sí los términos de los productos para el numerador y multiplique entre sí los términos de los reactivos para el denominador.
6. Divida el numerador entre el denominador.

Ejemplo de cálculo

Tómese la reacción que forma amoníaco:

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

Supóngase que las concentraciones son $[N_2] = 0.5\text{ M}$, $[H_2] = 0.2\text{ M}$ y $[NH_3] = 0.1\text{ M}$.

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

Q es igual a 2,5 en este momento de la reacción.

Q frente a la constante de equilibrio (K)

Q y K usan la misma fórmula, pero K es el valor que toma Q en el equilibrio, a una temperatura fija. Comparar ambas permite predecir hacia dónde se desplazará una reacción:

• Q < K: la reacción avanza en sentido directo y forma más producto.
• Q = K: la reacción está en equilibrio; las concentraciones dejan de cambiar.
• Q > K: la reacción avanza en sentido inverso y forma más reactivo.

Valores nulos e indefinidos de Q

Si la concentración de algún producto es cero, el numerador es cero y, por tanto, Q es igual a 0 (salvo que la concentración de un reactivo también sea cero, en cuyo caso la calculadora muestra ∞). Esto es habitual cerca del inicio de una reacción, antes de que se haya formado mucho producto.

Si la concentración de algún reactivo es cero, el denominador es cero y Q no está definida matemáticamente. La calculadora señala este caso con una advertencia y muestra el resultado como ∞, ya que la razón crece sin límite a medida que la concentración del reactivo se acerca a cero.

Usos del cociente de reacción

Los químicos usan Q para predecir en qué dirección se desplazará una reacción cuando cambian las concentraciones, una idea relacionada con el principio de Le Chatelier: añadir más reactivo reduce Q por debajo de K, de modo que la reacción se desplaza en sentido directo hasta que Q vuelve a subir hasta K. Q también aparece en la ecuación de Nernst, $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$, que relaciona el voltaje de una celda electroquímica con las concentraciones de las especies implicadas, y en la relación entre la energía libre y la composición de la mezcla de reacción, $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$.

Historia

Los químicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage presentaron por primera vez la ley de acción de masas en 1864, en una conferencia ante la Academia de Ciencias de Christiania (Oslo). La ley relaciona el estado de equilibrio de una reacción con las cantidades de las sustancias que reaccionan, y condujo a la constante de equilibrio K. J. Willard Gibbs conectó después el equilibrio químico con la energía libre en On the Equilibrium of Heterogeneous Substances (1876 y 1878), lo que dio a Q su lugar en la termodinámica: una reacción avanza en la dirección que reduce la energía libre del sistema, y Q mide a qué distancia está el sistema del mínimo de energía libre que representa K.

Cómo utilizar la calculadora

1. Elija el número de reactivos (de 1 a 3) y de productos (de 1 a 3).
2. Para cada especie, introduzca su coeficiente de la ecuación ajustada. Los coeficientes deben ser números enteros de 1 o más.
3. Introduzca la concentración de cada especie en mol/L. Las concentraciones deben ser cero o un número positivo.
4. Lea el valor de Q, junto con la fórmula y los números sustituidos, en la sección de resultados.

Preguntas frecuentes

¿Cuál es la diferencia entre Q y K? Se calculan con la misma fórmula. Q puede hallarse en cualquier punto de una reacción; K es el valor de Q cuando la reacción alcanza el equilibrio a una temperatura dada.

¿Puede Q ser cero? Sí. Si algún producto tiene una concentración de cero, el numerador de la expresión de Q es cero, y por tanto Q es cero.

¿Puede Q estar indefinida? Sí. Si algún reactivo tiene una concentración de cero, el denominador es cero, lo que deja a Q indefinida en sentido matemático estricto. La calculadora muestra este caso como ∞ y presenta una advertencia.

¿La temperatura afecta a Q? La temperatura no entra directamente en la fórmula de Q, pero cambia K y puede cambiar las concentraciones usadas en Q. Conviene comparar Q con un valor de K medido a la misma temperatura.

¿Aparecen los sólidos y los líquidos en la expresión de Q? No. Los sólidos puros y los líquidos puros se omiten, porque sus concentraciones se mantienen constantes durante la reacción. Solo se incluyen las especies disueltas y gaseosas.

¿Por qué las concentraciones se elevan a una potencia? La potencia coincide con el coeficiente de cada especie en la ecuación ajustada, según la ley de acción de masas. En la reacción 2 A → B, duplicar [A] multiplica por cuatro (2²) el término del reactivo, lo que refleja que reaccionan dos moles de A por cada mol de B que se forma.

Referencias

1. OpenStax. Chemistry 2e, sección 13,2. Equilibrium Constants — Q a partir de la ecuación ajustada con los coeficientes como exponentes; K ≡ Q en el equilibrio; los líquidos y los sólidos tienen concentración relativa 1 y se omiten; con Q < K la reacción avanza en sentido directo y con Q > K, en sentido inverso.
2. OpenStax. Chemistry 2e, sección 17,4. Potential, Free Energy, and Equilibrium — la ecuación de Nernst, E = E° − (RT/nF) ln Q.
3. OpenStax. Chemistry 2e, sección 16,4. Free Energy — ΔG = ΔG° + RT ln Q.
4. Waage, P. y Guldberg, C. M., trad. H. I. Abrash. Studies Concerning Affinity (alojado por la University of Notre Dame). Studies Concerning Affinity (PDF) — primera presentación de Guldberg y Waage de la ley de acción de masas, en 1864, ante la Academia de Ciencias de Christiania.
5. MacTutor History of Mathematics, University of St Andrews. Josiah Willard Gibbs. Biografía de Gibbs — On the Equilibrium of Heterogeneous Substances, publicado en dos partes en 1876 y 1878.