Calculateur de Quotient de Réaction - Calculez les Valeurs Q Gratuitement

Qu'est-ce qu'un calculateur de quotient réactionnel ?

Un calculateur de quotient réactionnel détermine la valeur de Q, un nombre qui compare la quantité de produit à la quantité de réactif dans une réaction chimique à un instant quelconque. Il fonctionne pour des réactions comptant jusqu'à trois réactifs et trois produits. Saisissez le coefficient stœchiométrique de chaque espèce (son nombre dans l'équation équilibrée) et sa concentration molaire ; le calculateur renvoie Q, ainsi que la formule et les valeurs substituées.

Qu'est-ce que le quotient réactionnel (Q) ?

Le quotient réactionnel est le rapport des concentrations des produits à celles des réactifs, chaque concentration étant élevée à la puissance de son coefficient dans l'équation équilibrée. Il peut être calculé à n'importe quel moment d'une réaction, et pas seulement à l'équilibre. La comparaison de Q avec la constante d'équilibre K indique dans quel sens la réaction évolue.

Formule du quotient réactionnel

Pour une réaction générale

$aA + bB \rightarrow cC + dD$

le quotient réactionnel est

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

Ici, [A], [B], [C] et [D] sont des concentrations molaires (mol/L), et a, b, c et d sont les coefficients entiers de l'équation équilibrée. Les solides purs et les liquides purs sont exclus de l'expression, car leurs concentrations relatives valent 1. Seuls les gaz et les espèces dissoutes y figurent.

Comment calculer le quotient réactionnel

1. Écrivez l'équation chimique équilibrée.
2. Notez le coefficient de chaque réactif et de chaque produit.
3. Trouvez la concentration de chaque espèce, en mol/L, à l'instant considéré.
4. Élevez chaque concentration à la puissance correspondant à son coefficient.
5. Multipliez entre eux les termes des produits pour le numérateur, et multipliez entre eux les termes des réactifs pour le dénominateur.
6. Divisez le numérateur par le dénominateur.

Exemple de calcul

Prenons la réaction qui forme l'ammoniac :

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

Supposons que les concentrations soient $[N_2] = 0.5\text{ M}$, $[H_2] = 0.2\text{ M}$ et $[NH_3] = 0.1\text{ M}$.

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

Q est égal à 2,5 à ce moment de la réaction.

Q et la constante d'équilibre (K)

Q et K utilisent la même formule, mais K est la valeur que prend Q à l'équilibre, à température fixe. La comparaison des deux permet de prévoir dans quel sens la réaction se déplacera :

• Q < K : la réaction avance dans le sens direct et forme plus de produit.
• Q = K : la réaction est à l'équilibre ; les concentrations cessent de changer.
• Q > K : la réaction avance en sens inverse et forme plus de réactif.

Valeurs nulle et indéfinie de Q

Si la concentration d'un produit est nulle, le numérateur est nul, et Q est donc égal à 0 (sauf si la concentration d'un réactif est aussi nulle, auquel cas le calculateur affiche ∞). Cette situation est typique au début d'une réaction, avant qu'une quantité importante de produit se soit formée.

Si la concentration d'un réactif est nulle, le dénominateur est nul et Q est mathématiquement indéfini. Le calculateur signale ce cas par un avertissement et affiche le résultat ∞, puisque le rapport croît sans limite quand la concentration du réactif tend vers zéro.

Utilisations du quotient réactionnel

Les chimistes utilisent Q pour prévoir dans quel sens une réaction se déplacera quand les concentrations changent, une idée liée au principe de Le Chatelier : ajouter du réactif fait passer Q sous K, et la réaction se déplace donc dans le sens direct jusqu'à ce que Q remonte à K. Q figure aussi dans l'équation de Nernst, $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$, qui relie la tension d'une pile électrochimique aux concentrations des espèces en jeu, et dans la relation entre l'enthalpie libre et la composition du mélange réactionnel, $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$.

Historique

Les chimistes norvégiens Cato Guldberg et Peter Waage ont présenté pour la première fois la loi d'action de masse en 1864, lors d'une conférence à l'Académie des sciences de Christiania (Oslo). Cette loi relie l'état d'équilibre d'une réaction aux quantités des substances qui réagissent, et elle a conduit à la constante d'équilibre K. J. Willard Gibbs a ensuite relié l'équilibre chimique à l'enthalpie libre dans On the Equilibrium of Heterogeneous Substances (1876 et 1878), ce qui a donné à Q sa place en thermodynamique : une réaction évolue dans le sens qui diminue l'enthalpie libre du système, et Q mesure l'écart du système par rapport au minimum d'enthalpie libre que représente K.

Comment utiliser le calculateur

1. Choisissez le nombre de réactifs (de 1 à 3) et de produits (de 1 à 3).
2. Pour chaque espèce, saisissez son coefficient dans l'équation équilibrée. Les coefficients doivent être des entiers supérieurs ou égaux à 1.
3. Saisissez la concentration de chaque espèce en mol/L. Les concentrations doivent être nulles ou positives.
4. Lisez la valeur de Q, avec la formule et les nombres substitués, dans la section des résultats.

Foire aux questions

Quelle est la différence entre Q et K ? Ils se calculent avec la même formule. Q peut être déterminé à n'importe quel moment d'une réaction ; K est la valeur de Q une fois que la réaction atteint l'équilibre à une température donnée.

Q peut-il être nul ? Oui. Si la concentration d'un produit est nulle, le numérateur de l'expression de Q est nul, et Q est donc nul.

Q peut-il être indéfini ? Oui. Si la concentration d'un réactif est nulle, le dénominateur est nul, ce qui rend Q indéfini au sens mathématique strict. Le calculateur affiche ce cas sous la forme ∞ et montre un avertissement.

La température influe-t-elle sur Q ? La température n'entre pas directement dans la formule de Q, mais elle modifie K et peut modifier les concentrations utilisées dans Q. Comparez Q à une valeur de K mesurée à la même température.

Les solides et les liquides figurent-ils dans l'expression de Q ? Non. Les solides purs et les liquides purs sont exclus, car leurs concentrations restent constantes pendant la réaction. Seules les espèces dissoutes et gazeuses sont incluses.

Pourquoi les concentrations sont-elles élevées à une puissance ? La puissance correspond au coefficient de chaque espèce dans l'équation équilibrée, conformément à la loi d'action de masse. Dans la réaction 2 A → B, doubler [A] multiplie le terme du réactif par quatre (2²), ce qui reflète le fait que deux moles de A réagissent pour chaque mole de B formée.

Références

1. OpenStax. Chemistry 2e, section 13.2. Equilibrium Constants — Q à partir de l'équation équilibrée, avec les coefficients comme exposants ; K ≡ Q à l'équilibre ; les liquides et les solides ont une concentration relative de 1 et sont omis ; Q < K évolue dans le sens direct, Q > K dans le sens inverse.
2. OpenStax. Chemistry 2e, section 17.4. Potential, Free Energy, and Equilibrium — l'équation de Nernst, E = E° − (RT/nF) ln Q.
3. OpenStax. Chemistry 2e, section 16.4. Free Energy — ΔG = ΔG° + RT ln Q.
4. Waage, P. and Guldberg, C. M., trans. H. I. Abrash. Studies Concerning Affinity (hosted by the University of Notre Dame). Studies Concerning Affinity (PDF) — première présentation de la loi d'action de masse par Guldberg et Waage, en 1864, à l'Académie des sciences de Christiania.
5. MacTutor History of Mathematics, University of St Andrews. Josiah Willard Gibbs. Gibbs biography — On the Equilibrium of Heterogeneous Substances, publié en deux parties en 1876 et 1878.