Varje kemistudent känner till Le Chateliers princip, som säger att alla temperaturförändringar, tryck, volym eller koncentration i ett givet system kommer att leda till att systemet skapar en ny jämvikt stat. Med kunskap om reaktionen (till exempel om den är endoterm eller exoterm) kan du använda detta för att förutsäga vad som kommer att hända när det finns en förändring på systemet.
Men det finns en mer kvantitativ metod som du kan använda för att avgöra vilken riktning en reaktion kommer att gynna, och om den för närvarande är i jämvikt eller inte, och detta kallas reaktionskvotient. Att lära sig att beräkna reaktionskvoten för en given reaktion är ett enkelt men kraftfullt verktyg inom kemi.
Reaktionskvoten förklaras
Reaktionskvoten är ett sätt att kvantifiera de relativa mängderna av reaktanter och produkter för en reversibel reaktion vid vilken tidpunkt som helst. Det ges symbolen F, och du kan beräkna det med en enkel formel som involverar koncentrationerna (tekniskt ”aktiviteterna”) av produkterna och reaktanterna, tillsammans med deras stökiometriska konstanter.
Reaktionskvoten och jämviktskonstanten (K) är likartade (men inte identiska) kvantiteter, och att jämföra de två vid en viss tidpunkt berättar vilken riktning reaktionen kommer att gå i tills den når jämvikt.
Skillnaden mellan Q och K
Ekvationerna för F och K är mycket lika, beroende på koncentrationerna av reaktanter och produkter, men det finns en avgörande skillnad mellan de två storheterna: Jämviktskonstantekvationen är endast giltigt när systemet är på jämvikt (dvs när hastigheten för framåtreaktionen matchar hastigheten för den omvända reaktionen).
Reaktionskvoten är giltig kl alla tiderså att reaktionen inte behöver vara i jämvikt för att du ska kunna beräkna den. Men när reaktionen är i jämvikt, F = K, och de två ekvationerna ger samma resultat.
Beräkna Q för en reaktion
Ekvationen för Fför en allmän reaktion mellan kemikalier A, B, C och D av formuläret:
Ger av:
Så i huvudsak är det produkterna multiplicerade tillsammans dividerade med reaktanterna multiplicerade tillsammans, vardera höjd till en kraft som är lika med deras stökiometriska konstanter (dvs. antalet för varje komponent i reaktion). Det är dock viktigt att notera att hakparenteserna i detta hänvisar till kemikaliens aktiviteter.
För en fast eller en ren vätska, termen i ekvationen för F fungerar för en, och så kan de effektivt ignoreras. För ett lösningsmedel använder du molfraktionen, för en gas använder du partialtrycket (eller molariteten) och för en lösningsmedel använder du molariteten.
En enkel exempelberäkning ger dig en känsla för hur du beräknar F för en reaktion. Ta reaktionen:
Med molariteterna: [CO] = 1 M, [H2O] = 1 M, [CO2] = 2M och [H2] = 2 M, och jämviktskonstanten K = 1. Observera att de stökiometriska konstanterna för var och en av komponenterna i det här fallet är en, så du behöver inte oroa dig för krafter i beräkningen. Använda uttrycket för F ger:
Observera att detta värde för F är större än det givna värdet för K.
Tolka Q
Det finns tre huvudsakliga fall att överväga för att förstå vad värdet av F berättar för dig: F > K, F = K och F < K. För F > Kbetyder detta att det finns fler produkter än vad som skulle vara vid jämvikt, och reaktionen kommer därför att skiftas till förmån för reaktanterna.
För F = K, är reaktionen i jämvikt och kommer att förbli så om inte något stör systemet (t.ex. om värme tillsätts eller trycket ökas).
För F < K, det finns fler reaktanter än produkter än vid jämvikt, och så kommer reaktionen att gå framåt och gynna bildandet av produkter.