Il quoziente di reazione Q ha la stessa forma della costante di equilibrio, ma viene calcolato con le attività nello stato istantaneo della miscela. Serve a capire in quale verso una reazione tende a evolvere.
Per la reazione:
la forma didattica in concentrazioni è:
La forma termodinamica rigorosa usa attività adimensionali:
dove \nu_i è positivo per i prodotti e negativo per i reagenti.
Confronto con la costante di equilibrio
La costante K è il valore di Q all’equilibrio. Il confronto tra Q e K indica il verso spontaneo:
| Confronto | Significato | Evoluzione spontanea |
|---|---|---|
| \displaystyle Q<K | troppi reagenti rispetto all’equilibrio | verso i prodotti |
| \displaystyle Q=K | composizione di equilibrio | nessuna evoluzione netta |
| \displaystyle Q>K | troppi prodotti rispetto all’equilibrio | verso i reagenti |
Questa lettura non dice quanto rapidamente la reazione si muove: la velocità dipende dalla cinetica e dai catalizzatori.
Collegamento con Gibbs
Il quoziente di reazione entra nella relazione:
Quando \Delta G<0, la reazione procede spontaneamente nel verso scritto. Quando \Delta G=0, il sistema è all’equilibrio e Q=K.
All’equilibrio:
Esempio concettuale
Se una reazione ha K grande ma inizialmente Q è ancora piccolo, la miscela contiene pochi prodotti rispetto all’equilibrio e la reazione tende ad avanzare. Se invece Q supera K, il sistema tende a consumare prodotti e rigenerare reagenti.
Errori comuni
- Confondere Q e K: Q cambia durante l’evoluzione, K dipende solo dalla temperatura.
- Inserire solidi e liquidi puri nell’espressione: la loro attività è unitaria.
- Usare concentrazioni con unità dentro un logaritmo senza passare a quantità adimensionali.
- Deducere la velocità della reazione dal confronto Q/K: il confronto dà il verso termodinamico, non la rapidità.
Vedi anche: Energia libera di Gibbs, Costante di equilibrio, Equilibrio chimico, Principio di Le Chatelier, Attività chimica.