PRINCIPIO DE LE CHATELIER TEMA 7

PRINCIPIO DE LE CHATELIER Establece: Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado, por un cambio en la temperatura, presión, concentración. Se establece un nuevo equilibrio que tiende a contrarrestar la perturbación realizada. Cuando se altera un sistema en equilibrio, el sistema se desplazará de tal manera a fin de reducir o mitigar la alteración y restablecer el equilibrio. El principio de Le Chatelier predice la dirección del cambio en el equilibrio.

APLICACIÓN N2 (g) +3 H2 (g)  2NH3 (g) ΔH = -92 kJ Proceso de Haber para la producción de amoniaco es un ejemplo de un sistema de equilibrio industrial.

Usaremos este equilibrio como un modelo para explicar la forma en que principio de Le Chatelier opera con las siguientes perturbaciones: _ Cambio en la concentración de uno de los componentes _ Cambios en la presión _ Los cambios de temperatura _ Uso de un catalizador

La constante de equilibrio para la reacción es: N2 (g) +3 H2 (g)  2NH3 (g) ΔH = - 92 kJ La constante de equilibrio para la reacción es: Cualquier cambio en la concentración (o presión parcial) de cualquier componente hará que el equilibrio se desplace de tal manera a fin de devolver la constante de equilibrio a su valor original Keq = [NH3]2 [N2] [H2]3

EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN N2 (g) +3 H2 (g)  2NH3 (g) ∆H = - 92 kJ Keq = [NH3]2 [N2] [H2]3 Un aumento en la concentración de N2 resulta en una disminución de H2 y un aumento de NH3 de tal manera de mantener la constante de equilibrio en el mismo valor

N2 (g) +3 H2 (g)  2NH3 (g) ∆H = - 92 kJ Keq = [NH3]2 [N2] [H2]3 Del mismo modo un aumento en la concentración de H2 se traduce en una disminución de N2 y un aumento de NH3 de tal manera de mantener la constante de equilibrio en el mismo valor

N2 (g) +3 H2 (g)  2NH3 (g) ∆H = - 92 kJ Keq = [NH3]2 [N2] [H2]3 Un aumento en la concentración de NH3 se traduce en un aumento de N2 y un aumento en H2 de tal manera de mantener la constante de equilibrio en el mismo valor

EFECTO DE LA TEMPERATURA N2 (g) +3 H2 (g)  2NH3 (g) DH = - 92 kJ La reacción es exotérmica en el sentido de la reacción directa. Un aumento en la temperatura daría lugar a una respuesta en el consumo de calor dirección (endotérmica). Aumento de la temperatura, por lo tanto hace que la reacción se desplace en la dirección inversa. Algo de NH3 se descomponga en N2 y H2.

EFECTO DE LA PRESIÓN Todas las moléculas son gases N2 (g) +3 H2 (g)  2NH3 (g) DH = - 92 kJ Todas las moléculas son gases Cuando la reacción va en el sentido directo los mol se reducen de 4 a 2 La presión es proporcional al número de moles de un gas Un aumento en la presión, hace que la reacción se desplace en la dirección directa. Algo de N2 y H2 se combinan para formar más de NH3

EFECTO DE UN CATALIZADOR N2 (g) +3 H2 (g)  2NH3 (g) DH = - 92 kJ Los catalizadores disminuyen la energía de activación. Un catalizador afecta de igual manera la reacción directa y la reacción inversa. Un catalizador no produce cambio en la posición de equilibrio de la reacción. Un catalizador disminuye el tiempo requerido para que el sistema pueda alcanzar el equilibrio

Efecto en el Equilibrio RESUMEN Cambio Efecto en el Equilibrio ¿Cambia Kc? Aumento de concentración Cambio en sentido opuesto No Disminución en la concentración Cambio en el mismo sentido Aumento de presión Cambia hacia donde hay menos mol Disminución de presión Cambia hacia donde hay más mol Aumento de temperatura Cambia en la dirección endotérmica Si Disminución de temperatura Cambia en la dirección exotérmica Agregar un catalizador No cambia