Principio de Le Chȃtelier: Cambiar la concentración

El principio de Le Châtelier dice que si se aplica una alteración a una mezcla de reacción en equilibrio, la reacción neta irá en la dirección que alivia dicha alteración. El cambio en la concentración de un reactante o producto es una forma de alterar o perturbar una reacción en equilibrio. Por ejemplo, consideremos la reacción hipotética donde el gas A se convierte en gas B. Digamos que la reacción está en equilibrio. Y de repente introducimos una alteración como aumentar la concentración del reactante A. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, la reacción neta irá en la dirección que alivia la alteración. Y como aumentamos la concentración de A, la reacción neta va a ir hacia la derecha para disminuir la concentración de A. Usemos algunos diagramas de partículas para que podamos ver con detalle cómo va la reacción hacia la derecha. Vamos a simbolizar el gas A con partículas rojas y gas B con partículas azules. Y para esta reacción hipotética, la constante de equilibrio es igual a 3 a 25 grados Celsius. Comencemos escribiendo el cociente de reacción. Qc es igual a… y lo obtenemos de nuestra ecuación balanceada. Sería la concentración de B elevada a la primera potencia, dividida entre la concentración de A, también elevada a la primera potencia. Calculemos las concentraciones de B y A de nuestro primer diagrama de partículas. De modo que B está representado por las esferas azules y hay 3 esferas azules. Si cada partícula representa 0.1 moles de una sustancia, y el volumen del contenedor es igual a 1 litro, ya que tenemos 3 partículas, eso sería 3 por 0.1, que es igual a 0.3 moles, dividido entre un volumen de un litro es igual a 0.3 molar. Así que la concentración de B es igual a 0.3 molar. Para A, tenemos una partícula, eso es 0.1 mol dividido entre un litro, que es igual a 0.1 molar. Entonces la concentración de A es igual a 0.1 molar. Y 0.3 dividido entre 0.1 es igual a 3. Así que Qc en este instante de tiempo es igual a 3. Observemos que podríamos haber contado las partículas, 3 azules y una roja y dividir 3 entre 1. Eso habría sido un poco más rápido. Entonces Qc es igual a 3 y Kc también es igual a 3. Así que deberíamos haber escrito una c aquí. De modo que cuando Qc es igual a Kc, la reacción está en equilibrio. En este primer diagrama de partículas donde Qc es igual a Kc, las reacciones están en equilibrio. A continuación, vamos a introducir una alteración a nuestra reacción en equilibrio. Vamos a aumentar la concentración de A. De modo que aquí, agregaremos 4 partículas de A a la mezcla de reacción en equilibrio. El segundo diagrama de partículas muestra cómo se ve la reacción justo después de agregar esas 4 partículas rojas. Así que comenzamos con 1 partícula roja y agregamos 4, entonces ahora hay un total de 5 partículas rojas y todavía tenemos las mismas 3 partículas azules que teníamos en el primer diagrama de partículas. Calculemos Qc en este instante en el tiempo justo después de que introdujimos la alteración. Dado que hay 3 partículas azules y 5 partículas rojas, Qc es igual a 3 dividido entre 5, que es igual a 0.6. Como Qc es igual a 0.6 y Kc es igual a 3, en este instante de tiempo, Qc es menor que Kc. Por tanto, hay demasiados reactantes y no hay suficientes productos. Por lo tanto, la reacción neta va a ir hacia la derecha y vamos a disminuir la cantidad de A, y vamos a aumentar la cantidad de B. El tercer diagrama de partículas muestra lo que sucede después de que la reacción neta se mueva hacia la derecha. Entonces dijimos que íbamos a disminuir la cantidad de A y a aumentar la cantidad de B. Vamos de 3 partículas azules en el segundo diagrama de partículas a 6 partículas azules en el tercero. Y vamos de 5 rojas a solo 2 rojas. Por lo tanto, 3 rojas deben de haberse convertido en azules para obtener el tercer diagrama de partículas que tenemos a la derecha. Si calculamos Qc para nuestro tercer diagrama de partículas, sería igual a 6 dividido entre 2, que es igual a 3. Entonces, en este instante en el tiempo, Qc es igual a Kc, ambos son iguales a 3. De modo que el equilibrio se ha restablecido en el tercer diagrama de partículas. No siempre es necesario calcular los valores de Q al resolver un problema de concentración cambiante de Le Chatelier. Sin embargo, para esta reacción hipotética, es útil calcular los valores de Q para comprender que estamos comenzando en equilibrio y luego se introduce una alteración como cambiar la concentración de un reactante o un producto, lo cual significa que la reacción deja de estar en equilibrio. El principio de Le Châtelier nos permite predecir en qué dirección irá la reacción neta o también podríamos usar Q para predecir la dirección de la reacción neta. La reacción neta seguirá yendo en esa nueva dirección hasta que Q vuelva a ser igual a K y el equilibrio se haya restablecido. Veamos otra reacción. Esta es la síntesis de amoniaco, a partir de gas nitrógeno y gas hidrógeno. Veamos que la reacción está en equilibrio y veamos también esto en una gráfica de concentración contra tiempo. En equilibrio, las concentraciones de reactantes y productos son constantes, por lo que vemos estas líneas rectas aquí para la concentración de hidrógeno, amoníaco y nitrógeno. E introduzcamos una alteración en el sistema en equilibrio. Así que ahora mismo estamos en equilibrio y todas las concentraciones son constantes. Y vamos a aumentar la concentración de hidrógeno, así que podemos ver eso en nuestra gráfica. Así que aquí mismo hay un aumento repentino en la concentración de hidrógeno. Agregar hidrógeno significa que Q ya no es igual a K y por tanto la reacción no está en equilibrio. Continuemos y escribamos aquí que ya no estamos en equilibrio. Y el principio de Le Châtelier nos permite predecir en qué dirección se moverá la reacción neta. Dado que agregamos una alteración, la alteración es una mayor concentración de hidrógeno, la reacción neta se moverá hacia la derecha para deshacerse de algo de ese hidrógeno que se agregó. Y cuando la reacción va hacia la derecha, aumentará la cantidad de amoniaco. Eso es lo que podemos ver aquí en esta línea roja que tenemos aquí, la cantidad de amoniaco está aumentando. Y la cantidad de amoniaco aumenta porque el nitrógeno y el hidrógeno reaccionan para formar amoníaco. Por tanto, la cantidad de nitrógeno e hidrógeno va a disminuir. Aquí podemos ver que la cantidad de hidrógeno está disminuyendo. Y aquí abajo, podemos ver que la cantidad de nitrógeno está disminuyendo. La reacción seguirá yendo hacia la derecha hasta que se restablezca el equilibrio. Y eso sucede en la segunda línea punteada que tenemos aquí. Lo sabemos porque podemos ver que todas estas concentraciones ahora son constantes. Entonces la reacción ha alcanzado el equilibrio. Hasta ahora solo hemos hablado de cambios en la concentración de un reactante. Por ejemplo, si aumentamos la concentración de hidrógeno, la reacción neta va hacia la derecha. También podríamos decir que se desplaza hacia la derecha. Entonces, para una reacción en equilibrio, si aumenta la concentración de reactantes, como la concentración de hidrógeno o la concentración de nitrógeno, la reacción se desplazará hacia la derecha para disminuir la cantidad de uno de esos reactantes. Y si nuestra reacción está en equilibrio y aumentamos la cantidad de nuestro producto, la cantidad de amoniaco, así que esta vez la alteración es una mayor concentración de un producto, el principio de Le Châtelier dice que la reacción neta se moverá en la dirección que disminuya la alteración. Entonces, en este caso, la reacción neta iría hacia la izquierda para disminuir la cantidad de amoníaco. Y si nuestra reacción está en equilibrio y debiéramos disminuir la concentración de nuestro producto, la reacción neta se desplazaría hacia la derecha para hacer más producto. O si disminuimos la concentración de uno de nuestros reactantes, digamos de nitrógeno, en este caso la reacción se desplazará hacia la izquierda para hacer más reactante.