Reaktiokertoimien Laskuri - Laske Q-arvot Ilmaiseksi

Mikä on reaktio-osamäärän laskin?

Reaktio-osamäärän laskin määrittää Q:n arvon. Q on luku, joka ilmaisee tuotteiden määrän suhteessa lähtöaineiden määrään kemiallisessa reaktiossa missä tahansa vaiheessa. Se toimii reaktioille, joissa on enintään kolme lähtöainetta ja kolme tuotetta. Syötä kunkin aineen stoikiometrinen kerroin eli tasapainotetussa yhtälössä oleva kerroin sekä moolipitoisuus, ja laskin antaa Q:n sekä kaavan ja siihen sijoitetut arvot.

Mikä on reaktio-osamäärä (Q)?

Reaktio-osamäärä on tuotteiden pitoisuuksien suhde lähtöaineiden pitoisuuksiin siten, että kukin pitoisuus korotetaan tasapainotetun yhtälön kertoimen osoittamaan potenssiin. Sen voi laskea missä tahansa reaktion vaiheessa, ei vain tasapainotilassa. Q:n vertaaminen tasapainovakioon K osoittaa, mihin suuntaan reaktio etenee.

Reaktio-osamäärän kaava

Yleiselle reaktiolle

$aA + bB \rightarrow cC + dD$

reaktio-osamäärä on

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

Tässä [A], [B], [C] ja [D] ovat ainemääräpitoisuuksia (mol/l), ja a, b, c ja d ovat tasapainotetun yhtälön kokonaislukukertoimia. Laskin esittää saman säännön yleisessä muodossa Q = (∏[Tuotteet]^ν) / (∏[Lähtöaineet]^ν), jossa ∏ tarkoittaa ”kerro kaikki termit keskenään” ja ν tarkoittaa kunkin aineen kerrointa. Puhtaat kiinteät aineet ja puhtaat nesteet jätetään lausekkeesta pois, koska niiden pitoisuudet eivät muutu reaktion aikana.

Reaktio-osamäärän laskeminen

1. Kirjoita tasapainotettu kemiallinen yhtälö.
2. Merkitse kunkin lähtöaineen ja tuotteen kerroin.
3. Selvitä kunkin aineen pitoisuus mol/l:nä tarkasteltavana ajankohtana.
4. Korota kukin konsentraatio sen kertoimen osoittamaan potenssiin.
5. Kerro osoittajan tuotetermit keskenään ja nimittäjän lähtöainetermit keskenään.
6. Jaa osoittaja nimittäjällä.

Laskuesimerkki

Tarkastellaan ammoniakkia muodostavaa reaktiota:

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

Oletetaan, että pitoisuudet ovat $[N_2] = 0.5\text{ M}$, $[H_2] = 0.2\text{ M}$ ja $[NH_3] = 0.1\text{ M}$.

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

Q:n arvo on reaktion tässä vaiheessa 2,5.

Q ja tasapainovakio (K)

Q:ssa ja K:ssa käytetään samaa kaavaa, mutta K on arvo, jonka Q saavuttaa, kun reaktio lakkaa muuttumasta eli saavuttaa tasapainon vakiolämpötilassa. Niiden vertaaminen ennustaa, mihin suuntaan reaktio siirtyy:

• Q < K: reaktio etenee muodostaen enemmän tuotetta.
• Q = K: reaktio on tasapainossa; pitoisuudet lakkaavat muuttumasta.
• Q > K: reaktio etenee käänteiseen suuntaan muodostaen enemmän lähtöainetta.

Q:n nolla- ja määrittelemättömät arvot

Jos tuotteen pitoisuus on nolla ja kaikkien lähtöaineiden pitoisuudet ovat nollaa suurempia, osoittaja on nolla, joten Q = 0. Tämä on tyypillistä reaktion alussa, ennen kuin tuotetta on muodostunut paljon.

Jos jonkin lähtöaineen pitoisuus on nolla, nimittäjä on nolla ja Q on matemaattisesti määrittelemätön. Laskin ilmoittaa tästä varoituksella ja näyttää tuloksena ∞, koska suhde kasvaa rajatta lähtöaineen pitoisuuden lähestyessä nollaa.

Jos sekä lähtöaineen että tuotteen pitoisuus on nolla, suhde on 0 jaettuna 0:lla, eikä sillä ole yhtä ainoaa arvoa. Laskin soveltaa ensin nollan saaneen lähtöaineen sääntöä, joten se näyttää ∞:n ja varoituksen.

Reaktio-osamäärän käyttötarkoitukset

Kemistit käyttävät Q:ta ennustaakseen, mihin suuntaan reaktio siirtyy pitoisuuksien muuttuessa. Ajatus liittyy Le Chatelier’n periaatteeseen: lähtöaineen lisääminen pienentää Q:n K:n alapuolelle, jolloin reaktio siirtyy eteenpäin, kunnes Q kasvaa takaisin K:n arvoksi. Q esiintyy myös Nernstin yhtälössä $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$, joka yhdistää sähkökemiallisen kennon jännitteen siihen osallistuvien aineiden pitoisuuksiin, sekä vapaan energian ja reaktion etenemisen välisessä yhteydessä $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$. Teollisuuskemistit seuraavat Q:ta arvioidakseen, kuinka kaukana prosessi on tasapainosta, ja säätävät olosuhteita paremman saannon saavuttamiseksi.

Historia

Norjalaiset kemistit Cato Guldberg ja Peter Waage esittivät massavaikutuksen lain vuonna 1864. Sen mukaan reaktionopeudet riippuvat reagoivien aineiden pitoisuuksista. Tämä ajatus johti tasapainovakioon K. J. Willard Gibbs yhdisti myöhemmin kemiallisen tasapainon vapaaseen energiaan 1870-luvulla, mikä antoi Q:lle paikan termodynamiikassa: reaktio etenee siihen suuntaan, joka pienentää systeemin vapaata energiaa, ja Q mittaa, kuinka kaukana systeemi on K:n edustamasta vapaan energian minimiarvosta.

Laskurin käyttö

1. Valitse lähtöaineiden määrä (1–3) ja tuotteiden määrä (1–3).
2. Syötä kunkin aineen kerroin tasapainotetusta yhtälöstä. Kertoimien on oltava kokonaislukuja, jotka ovat vähintään 1.
3. Syötä kunkin aineen pitoisuus mol/l:nä. Pitoisuuden on oltava nolla tai positiivinen luku.
4. Lue tulososasta Q:n arvo sekä kaava ja siihen sijoitetut luvut.

Usein kysyttyä

Miten Q ja K eroavat toisistaan? Ne lasketaan samalla kaavalla. Q voidaan määrittää missä tahansa reaktion vaiheessa, kun taas K on Q:n arvo, kun reaktio saavuttaa tasapainon tietyssä lämpötilassa.

Voiko Q olla nolla? Kyllä. Jos jonkin tuotteen pitoisuus on nolla ja kaikkien lähtöaineiden pitoisuudet ovat nollaa suurempia, Q-lausekkeen osoittaja on nolla, joten Q on nolla.

Voiko Q olla määrittelemätön? Kyllä. Jos jonkin lähtöaineen pitoisuus on nolla, nimittäjä on nolla, jolloin Q on tiukasti matemaattisessa mielessä määrittelemätön. Laskin näyttää tässä tapauksessa ∞:n ja antaa varoituksen.

Vaikuttaako lämpötila Q:hun? Lämpötila ei esiinny suoraan Q:n kaavassa, mutta se muuttaa K:ta ja voi muuttaa Q:ssa käytettäviä pitoisuuksia. Vertaa Q:ta samassa lämpötilassa mitattuun K:n arvoon.

Esiintyvätkö kiinteät aineet ja nesteet Q-lausekkeessa? Eivät. Puhtaat kiinteät aineet ja puhtaat nesteet jätetään pois, koska niiden pitoisuudet pysyvät vakioina reaktion aikana. Mukaan otetaan vain liuenneet ja kaasumaiset aineet.

Miksi pitoisuudet korotetaan potenssiin? Potenssi vastaa kunkin aineen kerrointa tasapainotetussa yhtälössä massavaikutuksen lain mukaisesti. Reaktiossa 2 A → B pitoisuuden [A] kaksinkertaistaminen kasvattaa lähtöainetermin nelinkertaiseksi (2²), mikä kuvastaa sitä, että jokaista muodostunutta B-moolia kohti reagoi kaksi A-moolia.

Viitteet

1. Atkins, P. W., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. painos). Oxford University Press.
2. Chang, R. ja Goldsby, K. A. (2015). Chemistry (12. painos). McGraw-Hill Education.
3. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. ja Bissonnette, C. (2016). General Chemistry: Principles and Modern Applications (11. painos). Pearson.
4. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M. ja Stoltzfus, M. W. (2017). Chemistry: The Central Science (14. painos). Pearson.