Kalkulačka reakčnej kvóty - Výpočet Q hodnôt zadarmo

Čo je kalkulačka reakčného podielu?

Kalkulačka reakčného podielu určuje hodnotu Q, číslo porovnávajúce množstvo produktu s množstvom reaktantu v chemickej reakcii v ľubovoľnom okamihu. Funguje pre reakcie s najviac tromi reaktantmi a tromi produktmi. Zadajte stechiometrický koeficient každého druhu (jeho číslo vo vyčíslenej rovnici) a jeho molárnu koncentráciu a kalkulačka vráti hodnotu Q spolu so vzorcom a dosadenými hodnotami.

Čo je reakčný podiel (Q)?

Reakčný podiel je pomer koncentrácií produktov ku koncentráciám reaktantov, pričom každá koncentrácia je umocnená na exponent zodpovedajúci jej koeficientu vo vyčíslenej rovnici. Možno ho vypočítať v ľubovoľnom okamihu reakcie, nielen v rovnováhe. Porovnanie Q s rovnovážnou konštantou K ukazuje, ktorým smerom reakcia smeruje.

Vzorec reakčného podielu

Pre všeobecnú reakciu

$aA + bB \rightarrow cC + dD$

reakčný podiel je

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

Tu [A], [B], [C] a [D] označujú molárne koncentrácie (mol/L) a a, b, c a d sú celočíselné koeficienty z vyčíslenej rovnice. Kalkulačka uvádza rovnaké pravidlo vo všeobecnom tvare Q = (∏[Produkty]^ν) / (∏[Reaktanty]^ν), kde ∏ znamená „vynásobiť všetky členy navzájom“ a ν označuje koeficient príslušného druhu. Čisté pevné látky a čisté kvapaliny sa vo výraze vynechávajú, pretože ich koncentrácie sa počas reakcie nemenia.

Ako vypočítať reakčný podiel

1. Zapíšte vyčíslenú chemickú rovnicu.
2. Určte koeficient každého reaktantu a produktu.
3. Zistite koncentráciu každého druhu v mol/L v sledovanom okamihu.
4. Každú koncentráciu umocnite na exponent rovnajúci sa jej koeficientu.
5. Vynásobte členy pre produkty v čitateli a členy pre reaktanty v menovateli.
6. Vydeľte čitateľ menovateľom.

Vyriešený príklad

Uvažujme reakciu, pri ktorej vzniká amoniak:

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

Predpokladajme, že koncentrácie sú $[N_2] = 0.5\text{ M}$, $[H_2] = 0.2\text{ M}$ a $[NH_3] = 0.1\text{ M}$.

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

Reakčný podiel Q má v tomto okamihu hodnotu 2,5.

Q v porovnaní s rovnovážnou konštantou (K)

Q a K používajú rovnaký vzorec, ale K je hodnota, ktorú Q nadobudne po ustálení reakcie, teda v rovnováhe pri konštantnej teplote. Porovnanie týchto dvoch hodnôt predpovedá, ktorým smerom sa reakcia posunie:

• Q < K: reakcia postupuje dopredu a vzniká viac produktu.
• Q = K: reakcia je v rovnováhe; koncentrácie sa prestávajú meniť.
• Q > K: reakcia postupuje opačným smerom a vzniká viac reaktantu.

Nulové a nedefinované hodnoty Q

Ak je koncentrácia produktu nulová a koncentrácia každého reaktantu je väčšia než nula, čitateľ je nulový, takže Q sa rovná 0. Typické je to na začiatku reakcie, keď ešte vzniklo len málo produktu.

Ak je koncentrácia ktoréhokoľvek reaktantu nulová, menovateľ je nulový a Q je z matematického hľadiska nedefinované. Kalkulačka tento prípad označí upozornením a výsledok zobrazí ako ∞, pretože pomer rastie bez obmedzenia, keď sa koncentrácia reaktantu blíži k nule.

Ak sú reaktant aj produkt nulové, pomer je 0 delené 0, čo nemá jedinú hodnotu. Kalkulačka najprv uplatní pravidlo pre nulový reaktant, preto zobrazí ∞ a upozornenie.

Použitie reakčného podielu

Chemici používajú Q na predpovedanie smeru posunu reakcie pri zmene koncentrácií, čo súvisí s Le Chatelierovým princípom: pridaním väčšieho množstva reaktantu klesne Q pod K, takže reakcia sa posunie dopredu, až kým Q opäť nevzrastie na K. Q sa objavuje aj v Nernstovej rovnici $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$, ktorá spája napätie elektrochemického článku s koncentráciami zúčastnených druhov, a vo vzťahu medzi voľnou energiou a priebehom reakcie $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$. Priemyselní chemici sledujú Q, aby posúdili, ako ďaleko je proces od rovnováhy, a upravili podmienky s cieľom dosiahnuť vyššiu výťažnosť.

História

Nórski chemici Cato Guldberg a Peter Waage navrhli zákon pôsobenia hmotnosti v roku 1864. Podľa neho rýchlosti reakcií závisia od koncentrácií reagujúcich látok. Táto myšlienka viedla k rovnovážnej konštante K. J. Willard Gibbs neskôr, v desaťročí označenom ako 1870s, spojil chemickú rovnováhu s voľnou energiou, čím Q získal svoje miesto v termodynamike: reakcia prebieha smerom, ktorý znižuje voľnú energiu systému, a Q vyjadruje, ako ďaleko je systém od minima voľnej energie reprezentovaného hodnotou K.

Ako používať kalkulačku

1. Vyberte počet reaktantov (1 až 3) a produktov (1 až 3).
2. Pre každý druh zadajte jeho koeficient z vyčíslenej rovnice. Koeficienty musia byť celé čísla 1 alebo väčšie.
3. Zadajte koncentráciu každého druhu v mol/L. Koncentrácie musia byť nulové alebo kladné.
4. V časti s výsledkami si pozrite hodnotu Q spolu so vzorcom a dosadenými číslami.

Najčastejšie otázky

Aký je rozdiel medzi Q a K? Vypočítavajú sa pomocou rovnakého vzorca. Q možno určiť v ľubovoľnom okamihu reakcie; K je hodnota Q po dosiahnutí rovnováhy pri danej teplote.

Môže byť Q nulové? Áno. Ak má produkt nulovú koncentráciu, zatiaľ čo koncentrácia každého reaktantu je väčšia než nula, čitateľ výrazu pre Q je nulový, takže Q je nulové.

Môže byť Q nedefinované? Áno. Ak má ktorýkoľvek reaktant nulovú koncentráciu, menovateľ je nulový, takže Q je v prísnom matematickom zmysle nedefinované. Kalkulačka tento prípad zobrazí ako ∞ a uvedie upozornenie.

Ovplyvňuje teplota hodnotu Q? Teplota nevstupuje priamo do vzorca pre Q, ale mení K a môže meniť aj koncentrácie použité vo výpočte Q. Porovnávajte Q s hodnotou K nameranou pri rovnakej teplote.

Vyskytujú sa pevné látky a kvapaliny vo výraze pre Q? Nie. Čisté pevné látky a čisté kvapaliny sa vynechávajú, pretože ich koncentrácie zostávajú počas reakcie konštantné. Zahrnuté sú iba rozpustené a plynné druhy.

Prečo sa koncentrácie umocňujú? Exponent zodpovedá koeficientu každého druhu vo vyčíslenej rovnici podľa zákona pôsobenia hmotnosti. V reakcii 2 A → B zdvojnásobenie [A] zvýši člen pre reaktant štvornásobne (2²), čo vyjadruje, že na každý vzniknutý mól B reagujú dva móly A.

Referencie

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