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TEMA:

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

ESTUDIANTE:

CRISTIAN POZO

NIVEL:

PRIMERO “B”

CARRERA:

INGENIERÍA AUTOMOTRIZ

ING:

MARÍA JOSÉ CÁRDENAS OCTUBRE/2017 - FEBRERO/2018

PRINCIPIO DE LE CHATELIER (París, 1850 - Miribel-les-Echelles, 1936) Químico francés conocido por el principio que lleva su nombre, que permite predecir los efectos originados por los cambios de ciertas condiciones (como la presión, la temperatura o la concentración de los reactivos) en una reacción química.

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.

EJEMPLOS DEMOSTRATIVOS

Variaciones de la temperatura Si consideramos la energía calorífica como un reactivo o un producto, es fácil evaluar, basándose en el principio de Le Chatelier, en qué sentido se favorece la reacción al aumentar la temperatura. Por ejemplo, en la reacción exotérmica:

Un aumento de temperatura favorece la descomposición del óxido de mercurio. La reacción se

desplaza

hacia

la

izquierda

y

la

constante

de

equilibrio

disminuye.

En la reacción endotérmica:

Al aumentar la temperatura, aumenta la formación de ozono y la constante de equilibrio se hace mayor.

Un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia el sentido en que el sistema absorbe energía calorífica, y una disminución de temperatura provoca el desplazamiento en la

dirección en que el sistema desprende energía calorífica. Es la única modificación que altera la constante de equilibrio.

La relación cuantitativa entre la temperatura y la constante de equilibrio puede deducirse de las expresiones de Arrhenius que nos daban la relación entre la constante de velocidad y la temperatura. La expresión matemática es:

y nos permite calcular la constante de equilibrio, Kp, a una temperatura si se conoce su valor a otra temperatura, siempre que ΔH° no varíe significativamente en el intervalo de temperatura.

Variaciones de la concentración

Cuando se modifica la concentración de un reactivo o de un producto, las velocidades de las reacciones directa e inversa se ajustan de modo que cambian las concentraciones de los otros reactivos y productos, si bien el valor de la constante de equilibrio permanece constante. Por ejemplo, en la reacción:

si una vez alcanzado el equilibrio se añade más HCl, el precipitado de SbOCl se disuelve y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Si añadimos agua, aparece de nuevo el precipitado.

Efecto de la variación de concentración en un equilibrio químico.

Variaciones de la presión

Un aumento de presión desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción que produce menor número de moléculas gaseosas, y, al contrario, una disminución de presión desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción que produce mayor número de moléculas gaseosas.

En la reacción de descomposición del PCI5, un aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la izquierda:

y una disminución de la presión desplaza el equilibrio hacia la derecha:

Las variaciones de la presión no producen un desplazamiento del equilibrio en aquellas reacciones en fase gaseosa, en las que el número de moles de los reactivos es igual al número de moles de los productos, es decir, Δn = 0.

Efecto de la variación de presión en un equilibrio químico.

ALTERACIÓN DE UNA MEZCLA EN EQUILIBRIO (CAMBIOS DE PRESIÓN Y VOLUMEN) Si aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, disminuye el volumen, entonces el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles. Si la presión de un sistema gaseoso en equilibrio disminuye, el volumen aumenta, entonces el sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles.

Por ejemplo, para la siguiente reacción:

Observamos que al disminuir el volumen del sistema en equilibrio, se incrementa presión interna, en consecuencia la reacción buscará disminuirla, desplazándose hacia donde haya menor número de moles, por lo tanto se favorece el sentido directo de la reacción, hasta restablecer el estado de equilibrio.

ALTERACIÓN DE UNA MEZCLA EN EQUILIBRIO (CAMBIOS EN CONCENTRACIÓN)

Las variaciones en las concentraciones de las diversas especies que intervienen en el equilibrio químico puede alterarlo. El principio de Le Chatelier explica este hecho considerando que, para un sistema en equilibrio químico, la variación de concentración de uno de los componentes constituye una fuerza.

Por ejemplo, si se adiciona H2 al sistema en equilibrio:

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g)

Este tiende a ajustarse de modo de anular el efecto del hidrógeno adicionado. Esto sucede cuando el H2 se combina con el I2 para formar moléculas de HI, trasladando el equilibrio hacia la derecha, esto significa que la [HI] aumenta y la [I2] disminuye. Por otro lado, si se retira uno de los componentes del sistema, por ejemplo, H2 en el sistema debajo:

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g)

El principio de Le Chatelier predice que el sistema se ajustará para huir del efecto causado por la remoción de H2. Parte del HI se descompone para formar H2, para sustituir lo que fue retirado.

El efecto obtenido es la disminución de la concentración del HI y al aumento de la concentración del i2. El equilibrio queda ahora más trasladado hacia el sentido de los reactivos.

Ejemplo: Para la siguiente reacción en equilibrio:

Si se agrega oxígeno, el sistema reacciona consumiendo parte del exceso, hasta restablecer el equilibrio:

ALTERACIÓN DE UNA MEZCLA EN EQUILIBRIO (CAMBIOS DE TEMPERATURA)

Si en el sistema donde sucede una reacción se eleva la temperatura, la reacción se trasladará hacia el lado que absorba calor (reacción endotérmica). Por otro lado, si la temperatura disminuye, la reacción se trasladará para el lado que desprenda calor (reacción exotérmica).

Volvamos al ejemplo anterior. En el sentido de izquierda a derecha, la reacción es exotérmica y en el sentido contrario, es endotérmica, porque precisa romper un enlace en el dímero. Así siendo, si T aumenta, la reacción ocurrirá desde el producto al reactivo, y si T disminuye, la reacción correrá en sentido contrario.

Disminuye la temperatura

< ——

2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g)

—— >

Δ Hº < 0

(exotérmica)

Si la reacción de izquierda a derecha fuese endodérmica, se deberían invertir la dirección de las flechas.

Si se incrementa la temperatura, se favorece el sentido endotérmico de la reacción. Una disminución de la temperatura, favorece el sentido exotérmico de la reacción.

EJEMPLO: El tricloruro de fósforo reacciona con cloro para dar pentacloruro de fósforo según la Siguiente reacción: PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇆PCl5 (g)

Ho = – 88 kJ · mol–1.

Una vez alcanzado el equilibrio químico, explica cómo se modificará el mismo si: a) Se aumenta la temperatura. Por el principio de Le Chatelier al elevar la temperatura el equilibrio evoluciona en el sentido en el que se produce absorción de calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por

tratarse de una reacción exotérmica, un aumento de la temperatura provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda. PRINCIPIO DE LE CHATELIER EN LA INDUSTRIA Producción industrial de amoniaco: el Principio de Le Chatelier en acción

EJEMPLO 1)

En el año 1918, el químico alemán Fritz Haber (1868-1934) obtuvo el Premio Nobel de Química por sus investigaciones sobre la termodinámica de las reacciones gaseosas; estas investigaciones derivaron, en 1913, en el proceso de producción de amoniaco a escala industrial, que aún hoy se utiliza, y que lleva su nombre: proceso Haber. Aunque existen modificaciones posteriores de este método, lo cierto es que todos están basados en el proceso Haber. En el proceso Haber se obtiene nitrógeno gaseoso, N2, por licuefacción parcial del aire o haciéndolo pasar a través de coque al rojo. El nitrógeno así obtenido se mezcla con hidrógeno puro, conduciendo la mezcla a lo largo de unos tubos convertidores rellenos de una masa catalítica porosa, que generalmente está compuesta por óxidos de hierro y pequeñas cantidades de óxidos de potasio y aluminio.

EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA FORMACIÓN DE AMONIACO

Puesto que la reacción es exotérmica, según el Principio de Le Chatelier, la formación de amoniaco se verá favorecida por una disminución de la temperatura. Sin embargo, la velocidad de una reacción química aumenta con la temperatura, en cualquiera de los dos sentidos; es decir, el factor cinético se favorece a elevadas temperaturas. A medida que la temperatura disminuye, la velocidad de la reacción se hace cada vez menor y, en consecuencia, la obtención del amoníaco no tendría interés en la práctica, ya que se tardaría mucho tiempo para conseguir una pequeña concentración de NH3.

EFECTO DE LA PRESIÓN Y LOS CATALIZADORES EN LA PRODUCCIÓN DE AMONIACO

Sin embargo, incluso con ayuda de un catalizador, no podría aprovecharse industrialmente la reacción si no interviniese otro factor: la presión.

Según el Principio de Le Châtelier, un aumento de la presión favorecerá el desplazamiento de la reacción hacia la derecha, ya que a la izquierda hay 4 moles de gas y a la derecha únicamente 2 (recordemos que el aumento de la presión favorece el sentido de reacción en el que hay menos moles gaseosos). Por tanto, al aumentar la presión se favorece la formación de NH3, que es lo deseado. Ésa es la causa de que en el proceso de Haber se empleen presiones tan elevadas.

EJEMPLO 2)

•

En la industria cervecera, la ley de Le Chatelier, es muy usada para determinar el tiempo

y la velocidad de la fermentación, en los procesos vascos que conocemos de su normal uso. •

En la medicina, para las operaciones al corazón, se altera el equilibrio químico,

disminuyendo así la temperatura a 4ºc para que los procesos metabólicos sean mas lentos y así minimizar los daños producidos a los tejidos. •

Al bañarse, hay un equilibrio químico entre la disolución que se produce entre la mugre y

el enjuague del mismo. •

Botella de agua o de algún refresco, cuando esta frío ves que le salen unas gotas de agua,

esto se produce porque lo frío de la botella entra en contacto de la temperatura ambiental que es lógicamente mas caliente y condensa con el agua y el ambiente. •

En una piscina, es el agua la que adquiere la temperatura ambiente por ese equilibrio.

•

Un gas en un recipiente cerrado, se le pueden adaptar distintos tipos de condensaciones

para lograr un equilibrio químico (temperatura, presión, volumen, catalizador).

BIBLIOGRAFIA

blogspot. (s.f.). ejercicio. http://profesor10demates.blogspot.com/2013/03/principio-de-lechatelier-ejercicio.html. General, Q. (s.f.). Le Chatelier. https://lidiaconlaquimica.wordpress.com/2015/06/25/ejercicioscociente-de-reaccion-y-principio-de-le-chatelier/.

lagia, Q. (2000). CONCEPTOS. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/principio-dele-chatelier. Antonio, M. (2009). deshare. https://es.slideshare.net/marcoantonio0909/clase-de-equilibrioquimico?next_slideshow=1. basicos, C. (s.f.). Le Chatelier. http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/32principio-de-le-chatelier.html.