Reakcijas Kvocienta Kalkulators - Aprēķiniet Q Vērtības Bez Maksas

Kas ir reakcijas kvocienta kalkulators?

Reakcijas kvocienta kalkulators nosaka Q vērtību — skaitli, kas jebkurā ķīmiskās reakcijas brīdī salīdzina produktu daudzumu ar reaģentu daudzumu. Tas darbojas reakcijām, kurās ir ne vairāk kā trīs reaģenti un trīs produkti. Ievadiet katras vielas stehiometrisko koeficientu (tās skaitli izlīdzinātajā vienādojumā) un molāro koncentrāciju, un kalkulators parāda Q kopā ar formulu un tajā ievietotajām vērtībām.

Kas ir reakcijas kvocients (Q)?

Reakcijas kvocients ir produktu koncentrāciju attiecība pret reaģentu koncentrācijām, turklāt katra koncentrācija tiek kāpināta pakāpē, kas vienāda ar tās koeficientu izlīdzinātajā vienādojumā. To var aprēķināt jebkurā reakcijas brīdī, ne tikai līdzsvara stāvoklī. Salīdzinot Q ar līdzsvara konstanti K, var noteikt, kurā virzienā reakcija norisināsies.

Reakcijas kvocienta formula

Vispārīgai reakcijai

$aA + bB \rightarrow cC + dD$

reakcijas kvocients ir

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

Šeit [A], [B], [C] un [D] ir molārās koncentrācijas (mol/L), bet a, b, c un d ir veselu skaitļu koeficienti no izlīdzinātā vienādojuma. Kalkulators to pašu sakarību parāda vispārīgā formā: Q = (∏[Produkti]^ν) / (∏[Reaģenti]^ν), kur ∏ nozīmē “sareizināt visus locekļus” un ν apzīmē katras vielas koeficientu. Tīras cietās vielas un tīri šķidrumi izteiksmē netiek iekļauti, jo to koncentrācija reakcijas laikā nemainās.

Kā aprēķināt reakcijas kvocientu

1. Uzrakstiet izlīdzināto ķīmiskās reakcijas vienādojumu.
2. Norādiet katra reaģenta un produkta koeficientu.
3. Atrodiet katras vielas koncentrāciju mol/L interesējošajā brīdī.
4. Katru koncentrāciju kāpiniet pakāpē, kas vienāda ar tās koeficientu.
5. Sareiziniet produkta locekļus skaitītājā un reaģentu locekļus saucējā.
6. Izdaliet skaitītāju ar saucēju.

Atrisināts piemērs

Aplūkosim reakciju, kurā veidojas amonjaks:

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

Pieņemsim, ka koncentrācijas ir $[N_2] = 0.5\text{ M}$, $[H_2] = 0.2\text{ M}$ un $[NH_3] = 0.1\text{ M}$.

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

Šajā reakcijas brīdī Q ir vienāds ar 2,5.

Q un līdzsvara konstante (K)

Q un K izmanto vienu un to pašu formulu, bet K ir Q vērtība brīdī, kad reakcija noteiktā temperatūrā, sasniedzot līdzsvaru, vairs nemainās. Abu lielumu salīdzinājums ļauj paredzēt, kurā virzienā reakcija nobīdīsies:

• Q < K: reakcija norisinās uz priekšu, veidojot vairāk produkta.
• Q = K: reakcija ir līdzsvarā; koncentrācijas vairs nemainās.
• Q > K: reakcija norisinās pretējā virzienā, veidojot vairāk reaģenta.

Q nulles un nedefinētās vērtības

Ja produkta koncentrācija ir nulle un visu reaģentu koncentrācijas ir lielākas par nulli, skaitītājs ir nulle, tāpēc Q ir vienāds ar 0. Tas ir raksturīgi reakcijas sākumam, pirms ir izveidojies daudz produkta.

Ja kāda reaģenta koncentrācija ir nulle, saucējs ir nulle un Q matemātiski nav definēts. Kalkulators šo gadījumu norāda ar brīdinājumu un rezultātu parāda kā ∞, jo attiecība aug bez robežas, reaģenta koncentrācijai tuvojoties nullei.

Ja gan reaģenta, gan produkta koncentrācija ir nulle, attiecība ir 0 dalīts ar 0, kam nav vienas noteiktas vērtības. Kalkulators vispirms piemēro nulles reaģenta noteikumu, tāpēc parāda ∞ un brīdinājumu.

Reakcijas kvocienta izmantojums

Ķīmiķi izmanto Q, lai prognozētu, kurā virzienā reakcija nobīdīsies, mainoties koncentrācijām; šī ideja ir saistīta ar Le Šateljē principu: pievienojot vairāk reaģenta, Q kļūst mazāks par K, tāpēc reakcija nobīdās uz priekšu, līdz Q atkal palielinās līdz K. Q parādās arī Nernsta vienādojumā $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$, kas saista elektroķīmiskās šūnas spriegumu ar iesaistīto vielu koncentrācijām, kā arī sakarībā starp brīvo enerģiju un reakcijas norisi $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$. Rūpnieciskie ķīmiķi seko Q, lai novērtētu, cik tālu process ir no līdzsvara, un pielāgotu apstākļus labākai iznākuma iegūšanai.

Vēsture

Norvēģu ķīmiķi Kato Guldbergs un Peters Vāge masu darbības likumu ierosināja 1864. Tas nosaka, ka reakciju ātrumi ir atkarīgi no reaģējošo vielu koncentrācijām. Šī ideja noveda pie līdzsvara konstantes K. Vēlāk Dž. Vilards Gibss savienoja ķīmisko līdzsvaru ar brīvo enerģiju 1870. gados, piešķirot Q vietu termodinamikā: reakcija norisinās virzienā, kurā sistēmas brīvā enerģija samazinās, bet Q mēra, cik tālu sistēma atrodas no ar K apzīmētā brīvās enerģijas minimuma.

Kā izmantot kalkulatoru

1. Izvēlieties reaģentu skaitu (1 līdz 3) un produktu skaitu (1 līdz 3).
2. Katrai vielai ievadiet tās koeficientu no izlīdzinātā vienādojuma. Koeficientiem jābūt veseliem skaitļiem, kas ir 1 vai lielāki.
3. Ievadiet katras vielas koncentrāciju mol/L. Koncentrācijai jābūt nullei vai pozitīvam skaitlim.
4. Rezultātu sadaļā nolasiet Q vērtību, kā arī formulu un tajā ievietotos skaitļus.

Biežāk uzdotie jautājumi

Kāda ir atšķirība starp Q un K? Tos aprēķina, izmantojot vienu un to pašu formulu. Q var noteikt jebkurā reakcijas brīdī; K ir Q vērtība, kad reakcija noteiktā temperatūrā sasniedz līdzsvaru.

Vai Q var būt nulle? Jā. Ja produkta koncentrācija ir nulle, bet visu reaģentu koncentrācijas ir lielākas par nulli, Q izteiksmes skaitītājs ir nulle, tāpēc Q ir nulle.

Vai Q var nebūt definēts? Jā. Ja kāda reaģenta koncentrācija ir nulle, saucējs ir nulle, tāpēc stingri matemātiskā nozīmē Q nav definēts. Kalkulators šo gadījumu parāda kā ∞ un attēlo brīdinājumu.

Vai temperatūra ietekmē Q? Temperatūra Q formulā tieši neparādās, taču tā maina K un var mainīt Q aprēķinā izmantotās koncentrācijas. Salīdziniet Q ar K vērtību, kas noteikta tajā pašā temperatūrā.

Vai cietās vielas un šķidrumi parādās Q izteiksmē? Nē. Tīras cietās vielas un tīri šķidrumi netiek iekļauti, jo to koncentrācija reakcijas laikā paliek nemainīga. Iekļautas tiek tikai izšķīdušās un gāzveida vielas.

Kāpēc koncentrācijas tiek kāpinātas pakāpē? Pakāpe atbilst katras vielas koeficientam izlīdzinātajā vienādojumā saskaņā ar masu darbības likumu. Reakcijā 2 A → B, divkāršojot [A], reaģenta loceklis palielinās četras reizes (2²), atspoguļojot to, ka uz katru izveidoto B molu reaģē divi A moli.

Atsauces

1. Atkins, P. W. un de Paula, J. (2014). Atkinsa fizikālā ķīmija (10. izdevums). Oxford University Press.
2. Chang, R., & Goldsby, K. A. (2015). Chemistry (12. izdevums). McGraw-Hill Education.
3. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. un Bissonnette, C. (2016). Vispārīgā ķīmija: principi un mūsdienu lietojumi (11. izdevums). Pearson.
4. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M. un Stoltzfus, M. W. (2017). Ķīmija: centrālā zinātne (14. izdevums). Pearson.