Principio de Le Chȃtelier: Cambiar el volumen

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.