On considère la réaction chimique suivante :
\ce{Fe^{3+}_{(aq)}} + 3\ \ce{OH^{-}_{(aq)}} \ce{->} \ce{Fe(OH)_3_{(s)}}

À un instant de la transformation, les concentrations des espèces impliquées sont :

\ce{[Fe^{3+}]} = 0{,}30\text{ mol.L}^1
\ce{[OH^{-}]} = 0{,}60 \text{ mol.L}^1

À cet instant, quelle est la valeur du quotient de réaction ?

6{,}5.10^{-2}

1{,}8.10^{-1}

5{,}6

1{,}5.10^1

Par définition, l'expression du quotient de réaction est donnée par la relation :
Q_r=\dfrac{\ce{[Fe(OH)_3]}}{\ce{[Fe^{3+}]} \times \ce{[OH^{-}]}^3}

Ici, l'hydroxyde de fer (III) étant à l'état solide, sa concentration est remplacée par 1 :
Q_r=\dfrac{1}{\ce{[Fe^{3+}]} \times \ce{[OH^{-}]}^3}

D'où l'application numérique :
Q_r= \dfrac{1}{0{,}3 \times 0{,}6^3}
Q_r= 1{,}5.10^1

À cet instant, la valeur du quotient de réaction est Q_r= 1{,}5.10^1.

On considère la réaction chimique suivante :
2\ \ce{NH4^{+}_{(aq)}} + \ce{CO3^{2-}_{(aq)}} \ce{->} 2\ \ce{NH3_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}} + \ce{CO2_{(g)}}

À un instant de la transformation, les concentrations des espèces impliquées sont :

\ce{[NH4^{+}]} = 6{,}7.10^{-3}\text{ mol.L}^1
\ce{[CO3^{2-}]} = 3{,}6.10^{-3} \text{ mol.L}^1
\ce{[NH3]} = 1{,}2.10^{-4}\text{ mol.L}^1
\ce{[CO2]} = 6{,}3.10^{-5} \text{ mol.L}^1

À cet instant, quelle est la valeur du quotient de réaction ?

3{,}8.10^{-8}

5{,}6.10^{-6}

3{,}1.10^{-4}

4{,}7.10^{-2}

Par définition, l'expression du quotient de réaction est donnée par la relation :
Q_r=\dfrac{\ce{[NH3]^2} \times \ce{[H2O]} \times \ce{[CO2]}}{\ce{[NH4^{+}]^2} \times \ce{[CO3^{2-}]}}

Ici, l'eau étant le solvant, sa concentration est remplacée par 1 :
Q_r=\dfrac{\ce{[NH3]^2} \times \ce{[CO2]}}{\ce{[NH4^{+}]^2} \times \ce{[CO3^{2-}]}}

D'où l'application numérique :
Q_r= \dfrac{(1{,}2.10^{-4})^2 \times 6{,}3.10^{-5}}{(6{,}7.10^{-3})^2 \times 3{,}6.10^{-3}}
Q_r= 5{,}6.10^{-6}

À cet instant, la valeur du quotient de réaction est Q_r= 5{,}6.10^{-6}.

On considère la réaction chimique suivante :
2\ \ce{HCOOH_{(aq)}} + \ce{CO3^{2-}_{(aq)}} \ce{->} 2\ \ce{HCOO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}} + \ce{CO2_{(g)}}

À un instant de la transformation, les concentrations des espèces impliquées sont :

\ce{[HCOOH]} = 2{,}9.10^{-3}\text{ mol.L}^1
\ce{[CO3^{2-}]} = 4{,}5.10^{-3} \text{ mol.L}^1
\ce{[HCOO^{-}]} = 5{,}1.10^{-4}\text{ mol.L}^1
\ce{[CO2]} = 2{,}3.10^{-4} \text{ mol.L}^1

À cet instant, quelle est la valeur du quotient de réaction ?

4{,}6.10^{-6}

1{,}6.10^{-3}

9{,}0.10^{-3}

3{,}1

Par définition, l'expression du quotient de réaction est donnée par la relation :
Q_r=\dfrac{\ce{[HCOO^{-}]^2} \times \ce{[H2O]} \times \ce{[CO2]}}{\ce{[HCOOH]^2} \times \ce{[CO3^{2-}]}}

Ici, l'eau étant le solvant, sa concentration est remplacée par 1 :
Q_r=\dfrac{\ce{[HCOO^{-}]^2} \times \ce{[CO2]}}{\ce{[HCOOH]^2} \times \ce{[CO3^{2-}]}}

D'où l'application numérique :
Q_r= \dfrac{(5{,}1.10^{-4})^2 \times 2{,}3.10^{-4}}{(2{,}9.10^{-3})^2 \times 4{,}5.10^{-3}}
Q_r= 1{,}6.10^{-3}

À cet instant, la valeur du quotient de réaction est Q_r= 1{,}6.10^{-3}.

On considère la réaction chimique suivante :
2\ \ce{H3O^{+}_{(aq)}} + \ce{CO3^{2-}_{(aq)}} \ce{->} 3\ \ce{H2O_{(l)}} + \ce{CO2_{(g)}}

À un instant de la transformation, les concentrations des espèces impliquées sont :

\ce{[H3O^{+}]} = 2{,}3.10^{-2}\text{ mol.L}^1
\ce{[CO3^{2-}]} = 1{,}5.10^{-2} \text{ mol.L}^1
\ce{[CO2]} = 6{,}1.10^{-4} \text{ mol.L}^1

À cet instant, quelle est la valeur du quotient de réaction ?

1{,}3.10^{-2}

5{,}7.10^{-1}

1{,}8

7{,}7.10^1

Par définition, l'expression du quotient de réaction est donnée par la relation :
Q_r=\dfrac{\ce{[H2O]^3} \times \ce{[CO2]}}{\ce{[H3O^{+}]^2} \times \ce{[CO3^{2-}]}}

Ici, l'eau étant le solvant, sa concentration est remplacée par 1 :
Q_r=\dfrac{ \ce{[CO2]}}{\ce{[H3O^{+}]^2} \times \ce{[CO3^{2-}]}}

D'où l'application numérique :
Q_r= \dfrac{6{,}1.10^{-4}}{(2{,}3.10^{-2})^2 \times 1{,}5.10^{-2}}
Q_r= 7{,}7.10^1

À cet instant, la valeur du quotient de réaction est Q_r= 7{,}7.10^1.

On considère la réaction chimique suivante :
\ce{Cu^{2+}_{(aq)}} + 2\ \ce{OH^{-}_{(aq)}} \ce{->} \ce{Cu(OH)_2_{(s)}}

À un instant de la transformation, les concentrations des espèces impliquées sont :

\ce{[Cu^{2+}]} = 8{,}2.10^{-3}\text{ mol.L}^1
\ce{[OH^{-}]} = 1{,}1.10^{-2} \text{ mol.L}^1

À cet instant, quelle est la valeur du quotient de réaction ?

9{,}9.10^{-7}

9{,}0.10^{-5}

1{,}1.10^4

1{,}0.10^6

Par définition, l'expression du quotient de réaction est donnée par la relation :
Q_r=\dfrac{\ce{[Cu(OH)_2]}}{\ce{[Cu^{2+}]} \times \ce{[OH^{-}]}^2}

Ici, l'hydroxyde de cuivre (II) étant à l'état solide, sa concentration est remplacée par 1 :
Q_r=\dfrac{1}{\ce{[Cu^{2+}]} \times \ce{[OH^{-}]}^2}

D'où l'application numérique :
Q_r= \dfrac{1}{8{,}2.10^{-3} \times (1{,}1.10^{-2})^2}
Q_r= 1{,}0.10^6

À cet instant, la valeur du quotient de réaction est Q_r= 1{,}0.10^6.