Le rapport instantané des activités (ou concentrations) des produits sur celles des réactifs élevées aux puissances stœchiométriques pour une réaction chimique donnée ; une fonction d'état de la composition qui se compare à la constante d'équilibre.

Principe

Pour la réaction aA + bB ⇌ cC + dD, définir Q = (a_C^c a_D^d)/(a_A^a a_B^b) en utilisant les activités a_i (ou les concentrations pour des solutions idéales) ; Q indique la direction du déplacement de la réaction par rapport à la constante d'équilibre K.

Démonstration

Pour N2 + 3H2 ⇌ 2NH3, si à un instant [NH3]^2/[N2][H2]^3 = 0,1 et K_eq = 0,5 alors Q=0,1

Mauvaise application

Utiliser directement des concentrations molaires comme Q dans des solutions concentrées ou non idéales sans corriger par les activités, ou comparer Q à une valeur de K mesurée à une température ou à des états standards différents.

Conséquence

Si QK elle évolue en sens inverse ; à Q=K le système est à l'équilibre chimique pour cette température, pression et composition.

Inversion

La constante d'équilibre K est le cas particulier du quotient de réaction évalué à l'équilibre ; inverser la réaction inverse l'expression de Q (et de K).

Limite

S'applique aux équilibres chimiques où les activités (ou des concentrations correctement corrigées) sont définies ; exclut les descriptions purement cinétiques des vitesses et les systèmes non homogènes ou dépourvus d'activités thermodynamiques définies.

Tension sémantique

Parfois confondu avec la vitesse de réaction ou l'avancement ; Q est une comparaison de composition par rapport à l'équilibre, pas une loi de vitesse ni un simple indicateur temporel d'avancement.

Synthèse

Le quotient de réaction est le rapport dépendant de la composition des activités des produits sur celles des réactifs élevées aux puissances stœchiométriques, utilisé pour déterminer la direction thermodynamique instantanée d'une réaction réversible par rapport à l'équilibre.