Back to chapter

14.5:

Reactiequotiënt

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Reaction Quotient

Languages

Share

De uitdrukking van de evenwichtsconstante wordt geschreven als de molaire concentraties van de producten, C en D, over de reactanten, A en B, bij evenwicht, elk verhoogd tot hun respectievelijke stoichiometrische coëfficiënten. Als dit is opgelost, is de uitdrukking gelijk aan de evenwichtsconstante Kc.Een uitdrukking in dezelfde vorm kan ook worden geschreven voor de reactanten en producten bij elke concentratie, en de berekende hoeveelheid staat bekend als het reactiequotiënt, Qc.Net als Qc kan de uitdrukking Qp worden geschreven voor gasvormige reacties met partiële drukken. Terwijl K constant blijft op een specifieke temperatuur, ongeacht de concentratie, verandert de waarde van Q naarmate de reactie naar de producten of de reactanten verloopt.Het reactiequotiënt kan worden gebruikt om te bepalen in welke richting een reactie zal verlopen om een evenwicht te bereiken. Als aan het begin van een bepaalde reactie de concentratie van de producten nul is, is het reactiequotiënt nul. Telkens wanneer de concentratie van de reactanten in de noemer hoog is, zodat Q kleiner is dan K, zal de reactie naar rechts gaan om meer producten te synthetiseren totdat het systeem een evenwicht bereikt.Als de concentratie van de reactanten nul is, is het reactiequotiënt oneindig. Telkens wanneer de concentratie van de producten in de teller hoog is, zodat Q groter is dan K, zal de reactie naar links gaan om meer reactanten te produceren. Als Q gelijk is aan K, is het systeem in evenwicht en is de snelheid van de voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk.Beschouw de gegeven reactie met een evenwichtsconstante 50. Als het reactiemengsel 0, 20 molair waterstof, 0, 20 molair jodium en 1, 7 molair waterstofjodide bevat, kan de richting van de weergegeven reactie worden bepaald door Q te berekenen. Vervanging van de gegeven concentraties in de uitdrukking, Q is gelijk aan 72, die groter is dan K.Daarom zal de reactie naar links verschuiven.

14.5:

Reactiequotiënt

The status of a reversible reaction is conveniently assessed by evaluating its reaction quotient (Q). For a reversible reaction described by m A + n B ⇌ x C + y D, the reaction quotient is derived directly from the stoichiometry of the balanced equation as

Eq1

where the subscript c denotes the use of molar concentrations in the expression. If the reactants and products are gaseous, a reaction quotient may be similarly derived using partial pressures:

Eq2

Note that the reaction quotient equations above are a simplification of more rigorous expressions that use relative values for concentrations and pressures rather than absolute values. These relative concentration and pressure values are dimensionless (they have no units); consequently, so are the reaction quotients.

The numerical value of Q varies as a reaction proceeds towards equilibrium; therefore, it can serve as a useful indicator of the reaction’s status. To illustrate this point, consider the oxidation of sulfur dioxide:

Eq3

Two different experimental scenarios are possible here, one in which this reaction is initiated with a mixture of reactants only, SO2 and O2, and another that begins with only product, SO3. For the reaction that begins with a mixture of reactants only, Q is initially equal to zero:

Eq4

As the reaction proceeds toward equilibrium in the forward direction, reactant concentrations decrease (as does the denominator of Qc), product concentration increases (as does the numerator of Qc), and the reaction quotient consequently increases. When equilibrium is achieved, the concentrations of reactants and product remain constant, as does the value of Qc.

If the reaction begins with only product present, the value of Qc is initially undefined (immeasurably large, or infinite):

Eq5

In this case, the reaction proceeds toward equilibrium in the reverse direction. The product concentration and the numerator of Qc decrease with time, the reactant concentrations and the denominator of Qc increase, and the reaction quotient consequently decreases until it becomes constant at equilibrium. The constant value of Q exhibited by a system at equilibrium is called the equilibrium constant, K:

Eq6

Evaluating a Reaction Quotient

Gaseous nitrogen dioxide forms dinitrogen tetroxide according to this equation:

Eq7

When 0.10 mol NO2 is added to a 1.0-L flask at 25 °C, the concentration changes so that at equilibrium, [NO2] = 0.016 M and [N2O4] = 0.042 M. Before any product is formed, [NO2] = 0.10 M and [N2O4] = 0 M. Thus,

Eq8

At equilibrium,

Eq9

This text has been adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 13.2 Equilibrium Constants.

Suggested Reading

  1. Lederer, Robert. "The Reaction Quotient Is Unnecessary To Solve Equilibrium Problems: No Problems with Q." Journal of Chemical Education 82, no. 8 (2005): 1149. https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed082p1149.2