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Le quotient de réaction (\ (q \)) mesure les quantités relatives de produits et de réactifs présents lors d'une réaction à un moment donné.Le quotient de réaction aide à déterminer quelle direction une réaction est susceptible de procéder, étant donné les pressions ou les concentrations des réactifs et des produits.La valeur \ (q \) peut être comparée auConstante d'équilibre, \ (K \), pour déterminer la direction de la réaction qui se déroule.
K vs Q
La principale différence entre \ (k \) et \ (q \) est que \ (k \) décrit une réaction qui est à l'équilibre, tandis que \ (q \) décrit une réaction qui n'est pas à l'équilibre.Pour déterminer \ (q \), les concentrations des réactifs et des produits doivent être connues.Pour une équation chimique générale donnée:
\ [aa + bb \ justiceftharpoons cc + dd \ tag {1} \ nonumber \]
L'équation Q est écrite en multipliant leactivités(qui sont approximés par les concentrations) pour les espèces des produits et la division par les activités des réactifs.Si un composant de la réaction a un coefficient, indiqué ci-dessus avec des lettres en bas de cas, la concentration est augmentée à la puissance du coefficient.\ (Q \) pour l'équation ci-dessus est donc:
\ [Q_c = \ dfrac {[c] ^ c [d] ^ d} {[a] ^ a [b] ^ b} \ tag {2} \ nonumber \]
Note
Cette équation ne montre que des composants dans les états gazeux ou aqueux.Chaque liquide pur ou solide a une activité de l'un et peut être omis fonctionnellement.Les constantes d'équilibre contiennent vraiment un rapport de concentrations (concentration réelle divisée par la concentration de référence qui définit l'état standard).Étant donné que l'état standard des concentrations est généralement choisi pour être 1 mol / L, il n'est pas écrit dans des applications pratiques.Par conséquent, le rapport ne contient pas d'unités.
Une comparaison de \ (q \) avec \ (k \) indique de quelle façon la réaction se déplace et quel côté de la réaction est favorisé:
- Si \ (q> k \), alors la réaction favorise les réactifs.Cela signifie que dans l'équation \ (q \), le rapport du numérateur (la concentration ou la pression des produits) au dénominateur (la concentration ou la pression des réactifs) est plus grande que celle de \ (k \), indiquantQue plus de produits soient présents qu'il n'y aurait à l'équilibre.Parce que les réactions tendent toujours vers l'équilibre (Le principe du Châtelier), la réaction produit plus de réactifs à partir de l'excès de produits, ce qui a donc fait passer le système vers leGAUCHE.Cela permet au système d'atteindre l'équilibre.
- Si \ (q
DROITEpour fabriquer plus de produits. - Si \ (q = k \), alors la réaction est déjà à l'équilibre.Il n'y a aucune tendance à former plus de réactifs ou plus de produits à ce stade.Aucun côté n'est favorisé et aucun changement ne se produit.
Activité
Un autre concept important qui est utilisé dans le calcul du quotient de réaction est appelé unactivité.Par exemple, considérez l'équation \ (q \) pour cette réaction acide / base:
\ [\ S {classes (ak) + droit (l) <=> ha ^ +} (ak) + câbles ^ {-} (ak)} \ nabr \]
L'équation \ (Q \) est écrite comme les concentrations des produits divisées par les concentrations des réactifs, mais n'incluant que des composants dans les états gazeux ou aqueux et en omettant des états de liquide pur ou solides.L'équation \ (q \) pour cet exemple est la suivante:
\ [S = \ votre ongle {[\ h {ha ^ +} (ak)}] [\ s {cookies ^ {-} (ak)}}} {[\ x {ses gâteaux (ak)}]} \ Novembre \]
Exemple 1
Quelle est la valeur \ (q \) de cette équation?Dans quelle direction la réaction se déplacera-t-elle si \ (k_c \) = 1.0?
\ [\ ce {co (g) + h_2o (g) \ droiteftharpoons co_2 (g) + h_2 (g)} \ nonumber \]
- [CO2(g)] = 2,0 m
- [H2(g)] = 2,0 m
- [CO (g)] = 1,0 m
- [H2O (g)] = 1,0 m
Solution
Étape 1: Écrivez la formule \ (q \):
\ [Q_c = \ dfrac {[co_2] [h_2]} {[co] [h_2o]} \ non nulle
Étape 2: Branchez les valeurs de concentration données:
\ (\ begin {aligner *} q_c & = \ dfrac {(2.0) (2.0)} {(1.0) (1.0)} \\ [4pt] & = 4.0 \ end {align *} \]
Étape 3: Comparez \ (q \) à k:
Parce que \ (4.0> 1.0 \), alors \ (q> k \) et la réaction se déplace vers les réactifs.
Répondre
Q = 4,0 et la réaction se déplace à gauche.
Exemple 2
Trouvez la valeur de \ (q \) et déterminez quel côté de la réaction est favorisé par \ (k = 0,5 \).
\ [\ ce {hcl (g) + naoh (aq) \ justiceftharpoons nacl (aq) + h_2o (l)} \ nonumber \]
avec
- \ ([\ ce {hcl}] = 3.2 \)
- \ ([[o \ c mon oeft]] = 4.3 \)
- \ ([\ Ce {nacl}] = 6 \)
Solution
Étape 1: Écrivez la formule \ (q \).Parce que l'activité d'un liquide est 1, nous pouvons omettre la composante d'eau dans l'équation.
\ (Q_c = \ dfrac {[nacl {(aq)}]} {[hcl {(g)}] [naoh {(aq)}]} \)
Étape 2: branchez des concentrations données dans la formule \ (q \):
\ (F_c = \ frac {[6]} {[3.2] [4.3]} \)
Étape 3: Calculez en utilisant les concentrations données:
\ (Q = 0,436 \)
Étape 4: Comparez Q à K. La valeur \ (Q \), 0,436, est inférieure à la valeur \ (k \) donnée de 0,5, donc \ (q Parce que \ (q \) Réponse: Q = 0,436 et la réaction favorise les produits.
Exemple 3
Étant donné l'équation avec \ (k = 0,040 \).Trouver \ (q \) et déterminer quelle direction la réaction se déplacera pour atteindre l'équilibre.
\ [\ ce {n_2 (g) + 3h_2 (aq) \ justiceftharpoons 2nh_3 (g)} \ nonumber \]
avec
- \([\ce{N2}]= 0.04M\)
- \ ([\ quoi {h2}] = 0,09m \)
Solution
Étape 1: Écrivez la formule \ (q \):
\ [Q_c = \ dfrac {[nh_3 {(g)}] ^ 2} {[n_2 {(g)}] [h_2 {(g)}] ^ 3} \ nonumber \]
Étape 2: Branchez les valeurs.Étant donné que les concentrations pour \ (n_2 \) et \ (h_2 \) ont été données, elles peuvent être insérées directement dans l'équation.Cependant, aucune valeur de concentration n'a été donnée pour NH3La concentration est donc supposée être 0.
\ [Q_c = \ dfrac {(0) ^ 2} {(0,04) (0,09) ^ 3} \ non-nombre \]
Étape 3: Résoudre pour Q:
\ [Q = 0 \ non-numéro \]
Étape 4: Comparez \ (q \) à K. car \ (k = 0,04 \) et \ (q = 0 \), \ (k> q \) et la réaction changera le droit de retrouver l'équilibre.Réponse: \ (q = 0 \), la réaction se déplace à droite.
