Principio de Le Chȃtelier principle: Cambiar la temperatura

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. Una posible alteración es el cambio de temperatura de la reacción en equilibrio. Como ejemplo, veamos la reacción hipotética donde el gas A se convierte en gas B. Delta H para esta reacción es menor que cero, lo que nos dice que se trata de una reacción exotérmica. En una reacción exotérmica, se desprende calor, se libera calor, por lo tanto, podemos continuar y escribir… más calor, en el lado del producto. Digamos que nuestra reacción hipotética está en equilibrio, y luego cambiamos la temperatura, así que vamos a aumentar la temperatura. Según el principio de Le Châtelier, la reacción neta irá en la dirección que disminuye la alteración. Y si tratamos el calor como un producto y hemos aumentado la temperatura, dice que si hemos aumentado la cantidad de uno de nuestros productos, la reacción neta se desplazará hacia la izquierda para disminuir un producto. Usemos diagramas de partículas y el cociente de reacción Q para explicar qué sucede cuando aumentamos la temperatura en nuestra reacción en equilibrio. El primer diagrama de partículas muestra la reacción en equilibrio, y demostremos eso calculando Qc en este instante en el tiempo. Podemos obtener la expresión del cociente de reacción, Qc observando la ecuación balanceada. Entonces tenemos coeficientes igual a 1 frente a A y frente a B, por lo tanto, Qc es igual a la concentración de B elevada a la primera potencia dividido entre la concentración de A también elevada a la primera potencia. Para encontrar la concentración de B, sabemos que B está representado por esferas azules, de modo que hay 1, 2, 3 esferas azules, y si cada esfera representa 0.1 moles de una sustancia, 3 por 0.1 es igual a 0.3 moles de B y en un volumen de 1.0 litro, 0.3 dividido entre 1.0 litro es igual a 0.3 Molar, así que la concentración de B es igual a 0.3 Molar. También hay 3 partículas de A por lo tanto, la concentración de A también es igual a 0.3 Molar. 0.3 dividido entre 0.3 es igual a 1, así que Qc en este instante de tiempo es igual a 1. Kc para esta reacción es igual a 1 a 25 grados Celsius, así que Qc es igual a Kc, y cuando Qc es igual a Kc, la reacción está en equilibrio. De modo que para este primer diagrama de partículas, la reacción está en equilibrio. A continuación, introducimos una alteración en la reacción en equilibrio y la alteración es un aumento en la temperatura. En general, para una reacción exotérmica, aumentar la temperatura reduce el valor para la constante de equilibrio. Entonces, para esta reacción hipotética a 25 grados Celsius, Kc es igual a 1, pero como hemos aumentado la temperatura, el valor de la constante de equilibrio va a disminuir. Digamos que pasa a 0.5, si aumentamos la temperatura a 30 grados Celsius. Así que si calculamos Qc para nuestro segundo diagrama de partículas, todavía tenemos 3 azules y 3 rojos, y el volumen sigue siendo el mismo, por lo tanto, Qc sigue siendo igual a 1, pero la diferencia es que Kc ahora ha cambiado, entonces Qc no es igual a Kc, de modo que no estamos en equilibrio. En este caso, Qc es mayor que Kc porque Qc es igual a 1 y Kc es igual a 0.5. Y cuando Qc es mayor que Kc, hay demasiados productos y no hay suficientes reactantes. Por lo tanto la reacción neta se dirige hacia la izquierda. Cuando la reacción neta va hacia la izquierda, B se va a convertir en A. Así que deberíamos ver una esfera azul convertirse en una esfera roja. Entonces, si tenemos 3 azules y 3 rojas, y una azul se convierte en roja, eso nos da 2 azules y 4 rojas. De modo que cuando calculamos Qc para nuestro tercer diagrama de partículas, la concentración de B será igual a 0.2 Molar, y la concentración de A será igual a 0.4 molar. 0.2 dividido entre 0.4 es igual a 0.5. Bueno, Kc también es igual a 0.5, por lo tanto, Qc es igual a Kc, y la reacción está en equilibrio. Y cuando una reacción está en equilibrio, las concentraciones de reactantes y productos son constantes. Volvamos a nuestra reacción hipotética en equilibrio, pero esta vez vamos a disminuir la temperatura. Si tratamos al calor como un producto, disminuir la temperatura es como disminuir la cantidad de uno de los productos. Por lo tanto, la reacción neta irá hacia la derecha para hacer más producto. Si abordamos este problema pensando en el cociente de reacción Q para una reacción exotérmica, una disminución de la temperatura en general provocará un aumento en las constantes de equilibrio. Y si la constante de equilibrio aumenta, entonces Q sería menor que K y cuando Q es menor que K, la reacción neta va hacia la derecha. La reacción neta seguiría yendo hacia la derecha hasta que Q sea igual a K, y se haya restablecido el equilibrio. A continuación, veamos una reacción endotérmica donde Delta H es mayor que cero. Cuando 6 moléculas de agua forman un complejo con iones de cobalto 2 + el ion complejo resultante es de color rosa. Y cuando el complejo de 4 aniones cloruro reacciona con un ion cobalto 2+, el ion complejo resultante es de color azul. Cuando el ion rosa reacciona con cuatro aniones cloruro, se forma el ion azul. Y dado que esta reacción es endotérmica, podemos poner calor del lado de los reactantes. Usaremos estos diagramas de partículas que tenemos aquí abajo para ayudarnos a comprender qué le sucede a una reacción endotérmica en equilibrio cuando cambia la temperatura. Sin embargo, estos dibujos no están diseñados para ser completamente precisos para esta reacción en particular. Son solo para ayudarnos a comprender qué color veríamos. Por ejemplo, digamos que este diagrama de partículas que tenemos en medio representa la reacción en equilibrio. Y si hay cantidades decentes tanto del ion azul como del ion rosa en equilibrio, la mezcla de equilibrio resultante, dado que esta es una solución acuosa, parecería ser púrpura o violeta. Si tuviéramos que aumentar la temperatura para esta reacción endotérmica, trataremos el calor como un reactante. Así que aumentar la temperatura es como aumentar la cantidad de un reactante, por lo tanto, la reacción neta se desplazará hacia la derecha para deshacerse de algo de ese reactante. Si la reacción neta va hacia la derecha, vamos a aumentar la cantidad del ion azul, y vamos a disminuir la cantidad del ion rosa. Por lo tanto, observando este diagrama de partículas que tenemos a la derecha ahora hay más iones azules que iones rosas en comparación con la mezcla de equilibrio que tenemos en medio. Por lo tanto, para este tercer diagrama de partículas, la solución acuosa resultante se verá azul. Si pensamos en usar Q en general, para una reacción endotérmica, un aumento de temperatura provoca un aumento en la constante de equilibrio K. Si K aumenta, entonces el cociente de reacción Q es menor que K. Y cuando Q es menor que K, la reacción neta va hacia la derecha. Ahora volvamos al diagrama de partículas que tenemos en medio, hay reacciones en equilibrio y esta vez vamos a disminuir la temperatura. Si tratamos el calor como un reactante, y disminuimos la temperatura, es como si estuviéramos disminuyendo uno de nuestros reactantes. Por lo tanto, la reacción neta se desplazará hacia la izquierda para hacer más de nuestro reactante. Y cuando esa reacción se va a la izquierda, vamos a disminuir la cantidad del ion azul, y vamos a aumentar la cantidad del ion rosa. Entonces, cuando comparamos el diagrama de partículas del medio con el de la izquierda, en el de la izquierda hay mucho más del ion rosa, que del ion azul. Por lo tanto, la solución general, la solución acuosa general se verá rosada. Si pensamos en lo que está sucediendo usando Q para una reacción endotérmica en general, cuando disminuye la temperatura, disminuye la constante de equilibrio. Y si la constante de equilibrio disminuye, ahora Q será mayor que K, lo que significa que hay demasiados productos y pocos reactantes, por tanto, la reacción neta iría hacia la izquierda. Volvamos a nuestra reacción exotérmica. En este momento, supongamos que empezamos solo con A, así que comenzamos solo con A y no tenemos nada de B. Y nuestro objetivo es hacer todo lo que podamos y hacerlo lo más rápido posible. Una forma de aumentar la velocidad de una reacción sería aumentar la temperatura. Sin embargo, para una reacción exotérmica, al aumentar la temperatura disminuye la constante de equilibrio K. Y al disminuir la constante de equilibrio K, se disminuye la cantidad de B que tendríamos al alcanzar el equilibrio. De modo que no podemos ejecutar nuestra reacción hipotética a una temperatura demasiado alta porque eso disminuiría la constante de equilibrio. Así que en lugar de acelerar la velocidad de la reacción, podríamos agregar un catalizador. Veamos una gráfica de concentración de B en función del tiempo, y vamos a empezar con esta curva azul que tenemos aquí que representa la reacción hipotética sin catalizador, por lo que la reacción no tiene un catalizador. Cuando el tiempo es igual a cero, la concentración de B es cero porque comenzamos solo con A. Y a medida que A se convierte en B, la concentración de B aumenta con el tiempo, y eventualmente la concentración de B se vuelve constante. Y cuando la concentración de B se vuelve constante, la reacción alcanza el equilibrio. Entonces, esta línea punteada que tenemos aquí representa la concentración de B en equilibrio. La línea amarilla representa la reacción con un catalizador así que una vez más comenzamos solo con A, Así que cuando el tiempo es igual a cero, la concentración de B es igual a cero y a medida que aumenta el tiempo, A se convierte en B, entonces la concentración de B aumenta y finalmente la concentración de B se vuelve constante y la reacción alcanza el equilibrio. Observemos que la reacción alcanzó el equilibrio mucho más rápido con el catalizador que sin el catalizador. Entonces, la adición de un catalizador permite una reacción para alcanzar el equilibrio más rápido. Sin embargo, observemos que la concentración de equilibrio final de B es la misma para la reacción no catalizada y la reacción catalizada. Por lo tanto, la adición de un catalizador no cambia la composición de la mezcla de equilibrio y eso es porque el catalizador acelera tanto la reacción directa como la inversa, pero las cantidades siguen siendo iguales. Y dado que las cantidades son iguales, no hay cambios en la composición de la mezcla de equilibrio.