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Química avanzada (AP Chemistry)
Curso: Química avanzada (AP Chemistry) > Unidad 7
Lección 7: Principio de Le Châtelier- Principio de Le Chȃtelier: Cambiar la concentración
- Principio de Le Chȃtelier: Cambiar el volumen
- Principio de Le Chȃtelier principle: Cambiar la temperatura
- Ejemplo trabajado: Calcular la presión total del equilibrio después de un cambio en el volumen
- Ejemplo trabajado: Usar el principio de Le Chȃtelier para predecir desplazamientos en el equilibrio
- Principio de Le Châtelier
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Principio de Le Chȃtelier: Cambiar el volumen
El principio de Le Chȃtelier se puede usar para predecir el efecto que una tensión como el cambio de volumen tiene en un sistema en equilibrio. Si se aumenta el volumen del recipiente (en la constante T), el sistema se desplazará en la dirección que aumenta el número de moles de gas que hay en el recipiente. Si se disminuye el volumen, ocurrirá el efecto inverso. Si el sistema tiene el mismo número de moles de gas a ambos lados de la ecuación química, un cambio de volumen no tendrá impacto en la posición de equilibrio. Creado por Jay.
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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 contrarresta dicha alteración. Una posible alteración que podríamos aplicar es
cambiar el volumen de la reacción en equilibrio. Digamos que tenemos una reacción hipotética,
donde el sólido A, que está simbolizado por el color rojo en nuestro diagrama de partículas, se
convierte en el sólido B, que está simbolizado por el color azul y también C, que es un gas
y C está simbolizado por esferas blancas. La constante de equilibrio Kc para esta
reacción, es igual a 0.4 a 25 grados Celsius. El primer diagrama de partículas
muestra la reacción en equilibrio, y podemos ver que hay algo del sólido A y
algo del sólido B en el fondo del contenedor, y también hay algunas partículas gaseosas de C. Vamos a introducir una alteración a
nuestra mezcla de reacción en equilibrio. Reduzcamos el volumen del recipiente.
De modo que pasando del primer diagrama de partículas al segundo, podemos ver que ha habido
una disminución en el volumen del recipiente. Eso va a causar un aumento en la presión.
porque la presión proviene de estas partículas de gas que están golpeando los lados del recipiente.
Y si reducimos el volumen, habrá menos distancia para que estas partículas se desplacen antes de
que se estrellen contra los lados del recipiente, lo que significa que aumentamos la frecuencia
de colisión y por lo tanto la presión aumenta. Según el principio de Le
Châtelier, la reacción neta irá en la dirección, que alivia la alteración.
Así que si la alteración es un aumento de presión, la reacción neta intentará moverse en la
dirección en la que se disminuya la presión. Observando la ecuación de esta
reacción hipotética, los dos sólidos no contribuyen realmente a la presión.
Así que solo debemos preocuparnos por el gas C y hay un mol de gas C en el lado del producto, y
hay cero moles de gas en el lado del reactante. De modo que si la reacción
neta va hacia la derecha, estaríamos pasando de cero
moles de gas a un mol de gas, así que ir hacia la derecha aumentaría los
moles de gas, lo que aumentaría la presión. Sin embargo, eso no es lo
que quiere hacer la reacción. El objetivo de la reacción es
contrarrestar la alteración y por lo tanto la reacción quiere disminuir la presión. Entonces las reacciones van a ir a la izquierda
para deshacerse de un poco de ese gas y disminuir la cantidad de gas disminuirá la presión,
por lo tanto, se aliviará la alteración. Si la reacción neta se mueve hacia la izquierda,
vamos a perder algunos de los productos. De modo que vamos a disminuir la cantidad
de C y vamos a disminuir la cantidad de B y vamos a ganar algunos de los reactantes.
Así que vamos a aumentar la cantidad de A, y podemos ver todo eso en el
tercer diagrama de partículas. Entonces, del segundo diagrama de
partículas al tercer diagrama de partículas, hemos reducido la cantidad de C, hemos pasado
de 4 partículas de C a solo 2 partículas de C. También hemos reducido la cantidad de B, vemos que este sólido azul se ha vuelto más
pequeño, y hemos aumentado la cantidad de A. Así que A es esta esfera roja que tenemos
aquí, y podemos ver que se hizo más grande del segundo diagrama de partículas al tercero.
Y al pasar de 4 partículas de C, a solo 2 partículas de C, hemos reducido la cantidad de
gas, y por lo tanto hemos disminuido la presión. Para comprender mejor lo que sucede con
una mezcla de reacción en equilibrio cuando se le aplica una alteración, calculemos
el cociente de reacción Q para estos tres diagramas de partículas, para
la misma reacción hipotética. La expresión para el cociente de reacción Qc, tiene la misma forma que la expresión
de constante de equilibrio para Kc. Dado que los sólidos se quedan fuera
de la expresión constante de equilibrio, solo necesitamos incluir la concentración del
gas y como hay un coeficiente igual a 1 delante de C, Qc es igual a la concentración
de C elevado a la primera potencia. Dado que hay 4 partículas de C en
el primer diagrama de partículas, y si cada partícula representa 0.1 moles
de C, 4 por 0.1 es igual a 0.4 moles de C. Así que para encontrar la concentración de
C, tomamos los moles y los dividimos entre el volumen del recipiente, que es de 1.0 litros.
Entonces 0.4 dividido entre 1.0 es igual a 0.4 molar, Así que esa es la concentración
de C en el primer diagrama de partículas. Lo sustituimos en la expresión para Q.
Entonces Qc es igual a 0.4 y observemos que Kc es también igual a 0.4.
De modo que, en este instante en el tiempo, Qc es igual a Kc, lo que nos dice
que la reacción está en equilibrio. A continuación, pensemos en la alteración
que se aplicó a la reacción en equilibrio. Redujimos el volumen y si observamos
los volúmenes que tenemos aquí, vamos de 1.0 litros a 0.5 litros.
Así que estamos reduciendo el volumen en un factor de 2, lo que provocaría un
aumento de la presión por un factor de 2. Y cambiar el volumen cambiará la concentración
así que en lugar de 0.4, dividido entre 1.0, sería 0.4 dividido entre 0.5, que es igual a 0.8
molar. Así que la concentración se ha duplicado. Si calculamos Q para nuestro segundo
diagrama de partículas, sustituimos la concentración de C, que es 0.8 molar.
Qc es igual a 0.8, K es igual a 0.4. Entonces Q no es igual a K, por lo tanto,
la reacción no está en equilibrio para nuestro segundo diagrama de partículas.
Déjame escribir aquí, no está en equilibrio. En este caso, Qc es mayor que Kc, lo
que nos dice que tenemos demasiados productos y no hay suficientes reactantes.
Por lo tanto, la reacción neta va hacia la izquierda, para deshacerse de algunos de los
productos y aumentar la cantidad de reactantes. La reacción neta sigue yendo hacia la izquierda
hasta alcanzar el equilibrio nuevamente. Si calculamos la concentración de C
en el tercer diagrama de partículas, aquí solo hay dos partículas, así que sería 0.2
moles dividido entre un volumen de 0.5 litros. Entonces 0.2 dividido entre
0.5 es igual a 0.4 molar. Qc es igual a 0.4 y como Qc es igual a 0.4,
Kc sigue siendo 0.4, entonces Qc es igual a Kc y la reacción está en equilibrio, de
modo que se ha restablecido el equilibrio. Dado que la reacción está en equilibrio
en un tercer diagrama de partículas, la reacción neta deja de ir a la izquierda
y la concentración de C permanece constante. Apliquemos lo que hemos aprendido a otra reacción, la síntesis de amoniaco a partir
de gas nitrógeno y gas hidrógeno. Si tenemos una mezcla de
estos gases en equilibrio, e introducimos una alteración al
sistema como una disminución de volumen, la disminución del volumen del contenedor
causaría un aumento de la presión. Y según el principio de Le Châtelier, la reacción
neta irá en la dirección que contrarresta la alteración que se introdujo al sistema.
Entonces, si la alteración es un aumento de presión, la reacción neta dice: “Quiero moverme
en la dirección que disminuya esa presión”. De modo que la reacción neta
se mueve hacia la derecha, porque hay 4 moles de gas a la izquierda y
sólo 2 moles de gas a la derecha. Y si la reacción se mueve hacia la derecha, que
va de 4 moles de gas a 2 moles de gas, se disminuye la cantidad de gas y
provoca una disminución de la presión. Si tuviéramos una mezcla de estos gases
en equilibrio, y aumentamos el volumen, se provocaría una disminución de la presión. Así que la alteración esta
vez es disminuir la presión. Para contrarrestar la alteración, la
reacción neta, quiere moverse en la dirección que aumenta la presión.
Por lo tanto, la reacción neta se moverá hacia la izquierda, porque si la
reacción neta se mueve hacia la izquierda, va de 2 moles de gas a la derecha a 4 moles de
gas a la izquierda, de modo que eso aumenta los moles de gas y aumenta de la cantidad de
gas, provocando un aumento de la presión. Ahora veamos qué pasa cuando tenemos cantidades iguales de moles de gas en
ambos lados de la ecuación. Por ejemplo, para la reacción hipotética,
donde el gas A se convierte en gas B, hay un mol de gas en el lado del reactante,
y hay un mol de gas en el lado del producto. Usemos diagramas de partículas y cocientes de
reacción para entender lo que está pasando aquí. Así que para nuestro primer diagrama de
partículas, aquí tenemos la expresión Qc que es igual a la concentración
de B elevada a la primera potencia, dividida entre la concentración de
A elevada a la primera potencia. Y la concentración de B, dado que B es
azul, hay 2 esferas azules en este primer diagrama de partículas, entonces, 2
por 0.1 moles es igual a 0.2 moles de azul dividido entre un volumen de un litro.
Por tanto, la concentración de B es igual a 0.2. La concentración de A también sería igual a
0.2 molar porque hay 2 partículas de A aquí, entonces 0.2 dividido entre 0.2 es igual a 1.
Y dado que K es igual a 1 para esta reacción, Kc es igual a 1 a 25 grados Celsius, Qc es
igual a Kc en este instante en el tiempo, por lo tanto, la reacción está en equilibrio
en este primer diagrama de partículas. Si introducimos una alteración
a nuestro sistema en equilibrio, digamos que disminuimos el volumen en un factor
de 2, así que vamos de 1 litro a 0.5 litros, eso aumentará la presión en un factor de 2
y también va a duplicar las concentraciones. Entonces la concentración de B ahora
es igual a 0.4 molar y la concentración de A también es igual a 0.4 molar.
0.4 dividido entre 0.4 es igual a 1. De modo que Qc todavía es igual a Kc y
la reacción todavía está en equilibrio. Dado que al cambiar el volumen, no cambió
el valor de Q, Qc sigue siendo igual a Kc. Y como no hay cambios, no hay una
reacción neta hacia la izquierda y no hay una reacción neta hacia la derecha.
Por lo tanto, cambiando el volumen de una reacción en equilibrio, cuando hay
cantidades iguales de moles de gas en ambos lados, no hay ningún efecto sobre
la composición de la mezcla en equilibrio. Volvamos a la reacción para la síntesis de gas amoniaco a partir de gas
nitrógeno y gas hidrógeno. Digamos que esta reacción está en equilibrio
y agregamos un poco de gas helio a la mezcla de reacción en equilibrio.
El helio es un gas inerte, lo que significa que no reacciona con
ninguno de los gases que están presentes. Es tentador decir que agregar este gas inerte
aumentaría la presión total y por lo tanto, la reacción neta se desplazaría hacia la derecha
para deshacerse de ese aumento de presión. Sin embargo, tengamos en cuenta que el helio
no forma parte de la expresión para Qc y, por lo tanto, después de agregarlo, en realidad,
ninguna de estas concentraciones cambia. Así que Qc sigue siendo igual
a Kc después de agregar helio. Y como Qc es igual a Kc, la reacción aún está en
equilibrio y no hay cambio en ninguna dirección. Por lo tanto, agregar un
gas inerte a una reacción, no tendrá ningún efecto sobre la composición
de la mezcla de reacción si está en equilibrio.