Exempel på jämviktskonstant och reaktionskvotient

Inom kemi relaterar reaktionskvoten Q mängderna av produkter och reaktanter i en kemisk reaktion vid en given tidpunkt. Om reaktionskvotienten jämförs med jämviktskonstanten, kan reaktionens riktning vara känd. Detta exempelproblem visar hur man använder reaktionskvoten för att förutsäga riktningen för en kemisk reaktion mot jämvikt.
Problem:
Väte och jodgas reagerar tillsammans och bildar vätejodidgas. Ekvationen för denna reaktion är
H₂(g) + I₂(g) ↔ 2HI (g)
Jämviktskonstanten för denna reaktion är 7,1 x 10² vid 25 ° C. Om den nuvarande koncentrationen av gaser är
[H₂]₀ = 0,81 M
[I₂]₀ = 0,44 M
[HEJ]₀ = 0,58 M
vilken riktning kommer reaktionen att skifta för att nå jämvikt?
Lösning
För att förutsäga en reaktions jämviktsriktning används reaktionskvotienten. Reaktionskvoten, Q, beräknas på samma sätt som jämviktskonstanten, K. Q använder de aktuella eller initiala koncentrationerna i stället för jämviktskoncentrationerna som används för att beräkna K.
När den hittats jämförs reaktionskvoten med jämviktskonstanten.

• Om Q < K, there there are more reactants present that at equilibrium and reaction will shift to the rätt.
• Om Q> K, finns det fler produkter närvarande än jämvikt och reaktionen kommer att behöva producera fler reaktanter som förskjuter reaktionen till vänster.
• Om Q = K, är reaktionen redan i jämvikt och det kommer inte att ske någon förskjutning.

Steg 1 - Hitta Q
Q = [HI]₀²/ [H₂]₀· [I₂]₀
Q = (0,58 M)²/(0,81 M) (0,44 M)
Q = 0,34 / .35
Q = 0,94
Steg 2 - Jämför Q med K
K = 7,1 x 10² eller 710

Q = 0,94

Q är mindre än K

Svar:
Reaktionen förskjuts till höger för att producera mer vätjodidgas för att nå jämvikt.