Equilibrio químico - ¿Por qué los cambios de presión provocan un cambio en la proporción de productos y reactivos?

Question

Entiendo el principio de Le Chatelier y cómo cada cambio en un sistema de equilibrio provoca una reacción opuesta del sistema. También entiendo cómo, cuando se aumenta la presión, el equilibrio se desplaza hacia el lado con el menor número de moles de gas y viceversa.

Entonces, ¿por qué ocurre esto? ¿Cómo es energéticamente más favorable - o es algo más?

Además, ¿son correctas estas explicaciones de por qué cambia la ración de los otros factores?

• Temperatura - el equilibrio se desplaza hacia el lado endotérmico de la reacción a medida que aumenta la temperatura porque la entalpía de activación de la reacción exotérmica aumenta a medida que la energía global del sistema es menor
• Concentración - la proporción de productos/reaccionantes cambia inmediatamente después de que la concentración de una parte de la reacción aumenta, luego se aproxima a la misma proporción (suponiendo que se agrega todo un lado de la reacción)
• Los catalizadores no hacen más que disminuir el tiempo que se tarda en alcanzar el equilibrio, ya que catalizan ambos lados de una reacción reversible y reducen la entalpía de activación

Answer 1

Con los gases, lo que se hace al cambiar la presión es cambiar las presiones parciales o los reactivos. Mientras haya los mismos moles de gas en ambos lados, el equilibrio no se ve afectado, pero si hay un número desigual, el cociente de reacción se modifica. Lo mismo ocurriría si añadieras agua a una reacción acuosa. Puedes jugar con los números tú mismo, te daré un ejemplo para que lo uses:

$$\ce{N2(g) + 3H2(g) <->2NH3(g)}$$

Podemos usar el cociente de reacción con presiones parciales, pero es más claro si usamos el de concentraciones:

$$Q_c\ce{ = \frac{[NH3]^2}{[N2][H2]^3}}$$

Utilizando $c=\frac{n}{V}$ :

$$Q_c\ce{ = \frac{\frac{n(NH3)^2}{V^2}}{\frac{n(N2)}{V}\times \frac{n(H2)^3}{V^3}}}$$

Fíjate en que esta fracción depende del volumen. Así que en realidad se trata de que el sistema reaccione para intentar alcanzar de nuevo el equilibrio (haciendo que K = Q).

En cuanto a la temperatura. Tengo entendido que no tiene que ver con la energía de activación. Sin embargo, está relacionada con la entalpía de la reacción, y tu comprensión de lo que significa un cambio de temperatura para una reacción concreta es correcta.

La concentración es lo mismo de lo que he hablado al principio de este post, y por cierto coincide con tu propia comprensión de la misma.

También has acertado con los catalizadores. Echa un vistazo al siguiente diagrama:

Answer 2

Me limitaré a explicar el efecto del cambio de temperatura, ya que éste no está tan bien cubierto como los demás en la respuesta de Brian. La energía de Gibbs y la constante de equilibrio de una reacción vienen dadas por esta identidad: $$\ce{\Delta G = -RT * ln(K)}$$

La energía de Gibbs también viene dada por: $$\ce{\Delta G = \Delta H - T\Delta S}$$ Igualando las dos RHS: $$\ce{-RT*ln(K) = \Delta H - T\Delta S}$$ Dividir por $\ce{-RT}$ : $$\ce{ln(K) = \Delta H/-RT} + \Delta S/R$$ $$\ln(K) = \frac{-\Delta H}{R}*\frac{1}{T} + \frac{\Delta S}{R}$$ Si $\Delta H$ es positivo - una reacción endotérmica, entonces $-\Delta H$ es negativo. El aumento de la temperatura hace que $\Delta H$ menos negativo, y por lo tanto hace que $ln(K)$ menos negativo, y por lo tanto $K$ mayor, por lo que desplaza el equilibrio hacia el lado de los productos: $$K = \frac{Products}{Reagents}$$ Es decir, más productos. Si $\Delta H$ s negativo - y la reacción exotérmica - entonces $-\Delta H$ es positivo. El aumento de la temperatura hace que $-\Delta H$ menos positiva, y por lo tanto hace $ln(K)$ más pequeño, y $K$ es por tanto menor, desplazando el equilibrio hacia el lado con los reactivos.

$\Delta H$ y $\Delta S$ también dependen de la temperatura, pero en un pequeño rango de temperaturas esto puede ignorarse.