PRINCIPIO DE LE CHATELIER

principio de le chatelier

equilibrio quimico

efecto de la temperatura

“Si un sistema químico que está en equilibrio se somete a una perturbación que cambie cualquiera de las variables que determina el estado de equilibrio, el sistema evolucionará para CONTRARRESTAR el efecto de la perturbación”

efecto de la presion

sintesis del amoniaco

efectos de la concentracion

postulados de le chatelier

Siempre que estén a la misma temperatura y en el mismo recipiente de volumen, todos los gases tienen la misma presión por mol. La presión se debe a que las moléculas del gas chocan aleatoriamente con las paredes del recipiente. Ahora, imaginemos que aumentamos la presión del sistema: para oponerse a este cambio, el sistema intentará reducir la presión disminuyendo el número de colisiones que se producen. El sistema no puede cambiar la velocidad de las partículas ni la frecuencia de sus colisiones, pero sí puede reducir la presión disminuyendo el número de moléculas de gas en el sistema.

EQUILIBRIO QUIMICO

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Las variaciones en las condiciones experimentales pueden alterar este balance y desplazar la posición de equilibrio, haciendo que se forme mayor o menor cantidad del producto deseado. El Principio de Le Chatelier establece que, si un sistema en equilibrio se somete a un cambio de condiciones, éste se desplazará hacia una nueva posición a fin de contrarrestar el efecto que lo perturbó y recuperar el estado de equilibrio.

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO

• TEMPERATURA
• PRESION
• VOLUMEN
• CONCENTRACION

PRESION:

• La reacción directa produce dos moles de gas; la reacción inversa produce cuatro moles de gas. Entonces:
• El aumento de la presión favorecerá la reacción directa y desplazará el equilibrio hacia la derecha.
• La disminución de la presión favorecerá la reacción inversa y desplazará el equilibrio hacia la izquierda, formando nitrógeno e hidrógeno.

CONCENTRACION:

• Al aumentar la concentración de nitrógeno y/o hidrógeno, se favorecerá la reacción directa y se desplazará el equilibrio hacia la derecha.
• La disminución de la concentración de nitrógeno y/o hidrógeno favorecerá la reacción inversa y desplazará el equilibrio hacia la izquierda.

Por lo que según lo que hemos visto, para producir más amoníaco necesitamos una presión alta, baja temperatura y un exceso de nitrógeno o hidrógeno.

TEMPERATURA:

• La reacción directa es exotérmica, mientras que la reacción inversa es endotérmica. Entonces:
• El aumento de la temperatura favorece la reacción endotérmica inversa y hace que el equilibrio se desplace hacia la izquierda. Esto se opondrá al cambio, al disminuir la temperatura formando más nitrógeno e hidrógeno.
• La disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica directa y hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha. Por lo tanto, para producir más amoniaco hay que disminuir la temperatura.

Concentración: - A mayor concentración en los productos el equilibrio tiende a desplazarse hacia los reactivos para compensar la reacción (el equilibrio se va hacia la izquierda). - A mayor concentración en los reactivos, el equilibrio tiende a desplazarse hacia los productos (el equilibrio se va hacia la derecha). Presión: - Es importante hacer notar, que la presión sólo afecta a aquellos productos o reactivos que se encuentran en fase gaseosa. - A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso Temperatura: En la temperatura se debe de considerar su entalpía (H°) : I. Si H es positiva, la reacción es endotérmica. II. Si H es negativa, la reacción es exotérmica

veamos la reaccion

• El aumento de la temperatura favorece la reacción endotérmica inversa y hace que el equilibrio se desplace hacia la izquierda. Esto se opondrá al cambio, al disminuir la temperatura formando más nitrógeno e hidrógeno.
• La disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica directa y hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha. Esto se opondrá al cambio, aumentando la temperatura y formando más amoniaco.

El proceso comienza con la combinación de nitrógeno y hidrógeno en una proporción de 1:3, que se alimentan a un reactor a una presión de alrededor de 200 atmósferas y una temperatura de alrededor de 450-500 grados Celsius. Dentro del reactor, los gases reaccionan en presencia del catalizador de hierro para formar amoníaco. La reacción es exotérmica, lo que significa que libera calor. Esto significa que la temperatura dentro del reactor debe ser controlada cuidadosamente para evitar que la reacción se salga de control. Además, los productos de la reacción son enfriados y comprimidos para separar el amoníaco del hidrógeno y el nitrógeno no reactivo, y luego se purifica el amoníaco para su uso en la industria.

POR EJEMPLO:

si disminuimos la concentración de los productos, el equilibrio se desplazará para favorecer la reacción directa para que la concentración de productos vuelva a subir. Si disminuimos la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará para favorecer la reacción inversa, para que la concentración de los reactivos vuelva a subir. También puedes pensar en lo que ocurriría si aumentaras una de las concentraciones; por ejemplo, la de los reactantes. La reacción directa aumentaría para intentar utilizar algunas de las moléculas de reactivos adicionales.