Reaksiyon Katsayısı Hesaplayıcı - Q Değerlerini Ücretsiz Hesaplayın

Tepkime bölümü hesaplayıcısı nedir?

Tepkime bölümü hesaplayıcısı, bir kimyasal tepkimede herhangi bir andaki ürün miktarını giren madde miktarıyla karşılaştıran Q değerini bulur. En fazla üç giren madde ve üç ürün içeren tepkimelerde çalışır. Her türün stokiyometrik katsayısını (denkleştirilmiş denklemdeki sayısını) ve molar derişimini girin; hesaplayıcı Q değerini, formülü ve yerine konan değerleri birlikte verir.

Tepkime bölümü (Q) nedir?

Reaksiyon bölüm oranı, ürün derişimlerinin giren madde derişimlerine oranıdır; her derişim, denkleştirilmiş denklemdeki katsayısının kuvvetine yükseltilir. Bu değer yalnızca denge durumunda değil, tepkimenin herhangi bir anında hesaplanabilir. Q ile denge sabiti K'nin karşılaştırılması, tepkimenin hangi yönde ilerlediğini gösterir.

Tepkime bölümü formülü

Genel bir tepkime için

$aA + bB \rightarrow cC + dD$

reaksiyon bölüm oranı şöyledir

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

Burada [A], [B], [C] ve [D] molar derişimlerdir (mol/L); a, b, c ve d ise denkleştirilmiş denklemdeki tam sayı katsayılardır. Hesaplayıcı aynı kuralı genel biçimde Q = (∏[Products]^ν) / (∏[Reactants]^ν) olarak yazdırır; burada ∏, "tüm terimleri birbiriyle çarp" anlamına gelir ve ν her türün katsayısını gösterir. Saf katılar ve saf sıvılar ifadeye dahil edilmez; çünkü tepkime sırasında derişimleri değişmez.

Tepkime bölümü nasıl hesaplanır?

1. Denkleştirilmiş kimyasal denklemi yazın.
2. Her giren maddenin ve ürünün katsayısını not edin.
3. İlgilenilen andaki her türün mol/L cinsinden derişimini bulun.
4. Her derişimi, katsayısının kuvvetine yükseltin.
5. Pay için ürün terimlerini, payda için de giren madde terimlerini birbiriyle çarpın.
6. Payı paydaya bölün.

Çözümlü örnek

Amonyak oluşturan tepkimeyi ele alalım:

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

Derişimlerin $[N_2] = 0.5\text{ M}$, $[H_2] = 0.2\text{ M}$ ve $[NH_3] = 0.1\text{ M}$ olduğunu varsayalım.

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

Tepkimenin bu anında Q, 2,5 değerine eşittir.

Q ile denge sabiti (K) karşılaştırması

Q ve K aynı formülü kullanır; ancak K, sabit bir sıcaklıkta tepkime değişmeyi bırakıp dengeye ulaştığında Q'nun aldığı değerdir. Bu ikisinin karşılaştırılması, tepkimenin hangi yönde ilerleyeceğini öngörür:

• Q < K: tepkime ileri yönde ilerler ve daha fazla ürün oluşturur.
• Q = K: tepkime dengededir; derişimler değişmeyi bırakır.
• Q > K: tepkime ters yönde ilerler ve daha fazla giren madde oluşturur.

Q'nun sıfır ve tanımsız değerleri

Bir ürünün derişimi sıfırsa ve tüm giren maddelerin derişimi sıfırdan büyükse pay sıfır olur; dolayısıyla Q, 0 değerine eşittir. Bu durum, çok az ürün oluştuğu tepkimenin başlangıcına yakın zamanda tipiktir.

Herhangi bir giren maddenin derişimi sıfırsa payda sıfır olur ve Q matematiksel olarak tanımsızdır. Giren maddenin derişimi sıfıra yaklaşırken oran sınırsız biçimde büyüdüğü için hesaplayıcı bu durumu bir uyarıyla belirtir ve sonucu ∞ olarak gösterir.

Bir giren maddenin ve bir ürünün ikisi de sıfırsa oran, 0 bölü 0 olur ve bunun tek bir değeri yoktur. Hesaplayıcı önce sıfır giren madde kuralını uygular; bu nedenle ∞ değerini ve uyarıyı gösterir.

Reaksiyon bölüm oranının kullanım alanları

Kimyacılar, derişimler değiştiğinde bir tepkimenin hangi yönde ilerleyeceğini öngörmek için Q'yu kullanır; bu düşünce Le Chatelier ilkesiyle bağlantılıdır: daha fazla giren madde eklemek Q'yu K'nin altına düşürür ve Q yeniden K'ye yükselene kadar tepkime ileri yönde ilerler. Q ayrıca, bir elektrokimyasal hücrenin gerilimini ilgili türlerin derişimleriyle ilişkilendiren Nernst denkleminde $E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$ ve serbest enerji ile tepkime ilerlemesi arasındaki ilişkide $\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q$ yer alır. Endüstriyel kimyacılar, bir sürecin dengeye ne kadar uzak olduğunu değerlendirmek ve verimi artırmak için koşulları ayarlamak amacıyla Q'yu izler.

Tarihçe

Norveçli kimyacılar Cato Guldberg ve Peter Waage, 1864 yılında kütle etkisi yasasını ortaya koydu; bu yasaya göre tepkime hızları, tepkimeye giren maddelerin derişimlerine bağlıdır. Bu düşünce denge sabiti K'ye yol açtı. J. Willard Gibbs daha sonra kimyasal dengeyi 1870'lerde serbest enerjiyle ilişkilendirdi. Böylece Q termodinamikteki yerini aldı: bir tepkime, sistemin serbest enerjisini azaltan yönde ilerler ve Q, sistemin K ile gösterilen serbest enerji minimumundan ne kadar uzak olduğunu ölçer.

Hesap makinesi nasıl kullanılır?

1. Giren maddelerin sayısını (1 ile 3 arasında) ve ürünlerin sayısını (1 ile 3 arasında) seçin.
2. Her tür için denkleştirilmiş denklemdeki katsayısını girin. Katsayılar 1 veya daha büyük tam sayılar olmalıdır.
3. Her türün mol/L cinsinden derişimini girin. Derişimler sıfır veya pozitif bir sayı olmalıdır.
4. Sonuçlar bölümünde formül ve yerine konan sayılarla birlikte Q değerini okuyun.

Sık sorulan sorular

Q ile K arasındaki fark nedir? Aynı formülle hesaplanırlar. Q, tepkimenin herhangi bir anında bulunabilir; K ise tepkime belirli bir sıcaklıkta dengeye ulaştığında Q'nun aldığı değerdir.

Q sıfır olabilir mi? Evet. Bir ürünün derişimi sıfırken tüm giren maddelerin derişimleri sıfırdan büyükse Q ifadesinin payı sıfır olur; dolayısıyla Q sıfırdır.

Q tanımsız olabilir mi? Evet. Herhangi bir giren maddenin derişimi sıfırsa payda sıfır olur ve bu, Q'yu kesin matematiksel anlamda tanımsız kılar. Hesaplayıcı bu durumu ∞ olarak gösterir ve bir uyarı görüntüler.

Sıcaklık Q'yu etkiler mi? Sıcaklık Q formülüne doğrudan girmez; ancak K'yi değiştirir ve Q'da kullanılan derişimleri değiştirebilir. Q'yu aynı sıcaklıkta ölçülmüş bir K değeriyle karşılaştırın.

Katılar ve sıvılar Q ifadesinde yer alır mı? Hayır. Saf katılar ve saf sıvılar, tepkime sırasında derişimleri sabit kaldığı için ifadeye dahil edilmez. Yalnızca çözünmüş ve gaz hâlindeki türler dahil edilir.

Derişimler neden bir kuvvete yükseltilir? Üs, kütle etkisi yasasına uygun olarak her türün denkleştirilmiş denklemdeki katsayısına eşittir. 2 A → B tepkimesinde [A] değerinin iki katına çıkarılması, giren madde terimini dört kat artırır (2²); bu da oluşan her bir mol B için iki mol A'nın tepkimeye girdiğini yansıtır.

Kaynaklar

1. Atkins, P. W. ve de Paula, J. (2014). Atkins'in Fizikokimyası (10. baskı). Oxford University Press.
2. Chang, R. ve Goldsby, K. A. (2015). Chemistry (12. baskı). McGraw-Hill Education.
3. Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. ve Bissonnette, C. (2016). Genel Kimya: İlkeler ve Modern Uygulamalar (11. baskı). Pearson.
4. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M. ve Stoltzfus, M. W. (2017). Chemistry: The Central Science (14. baskı). Pearson.