Presión y LeChatelier ' principio s

Question

Sabemos que si un sistema en equilibrio es expuesto a un estrés, el sistema de turnos para aliviar esa tensión. Según mi maestro, ciertos tipos de presiones, tensiones y otros no lo son.

Normalmente, si acabamos de decir que la presión total de un contenedor con una reacción que ocurren en el interior es mayor, la reacción se desplaza hacia el lado con una pequeña suma de las proporciones molares (es decir,$\rm 2A +3B \longleftrightarrow C + D$, si el aumento de la presión de reacción se desplaza hacia la derecha para disminuir la presión). Entendí esto anteriormente, pero en otro caso, se borra esta comprensión.

Mi maestro también dijo que si añadimos un gas noble del recipiente en el que esta reacción se está produciendo, a pesar de que la presión aumenta debido a un nuevo gas, el equilibrio no cambio para contrarrestar este aumento de presión. Ella dice que tiene que ver con las presiones parciales de los reactivos y de los productos de que sólo las partículas En la reacción, pero no en el total del globo. Pero esto no tiene ningún sentido para mí, porque al aumentar la presión total del sistema, como se describe antes, ¿cómo esta causa un equilibrial estrés y en este caso no? ¿Cómo afecta el aumento de la presión total, incluso provocar un cambio de equilibrio? Al aumentar la presión total, tenemos un aumento proporcional en la colisión de las tasas de todas las partículas involucradas, ¿no? Si esto es cierto, entonces ¿por qué no la reacción de las tasas de ambos se duplicó, y por lo tanto causar el equilibrio para que no se mueva?

Si me falta algo fundamental principio, por favor hágamelo saber.

Gracias!

Answer 1

Le Chatelier del principio no es acerca de la presión, se trata de concentraciones y la temperatura (véase también el artículo en la Wikipedia de Le Chatelier del principio).

Le Chatelier del principio es también llamado "El Equilibrio de la Ley", que puede ser utilizado para predecir el efecto de un cambio en las condiciones de equilibrio químico. Equilibrio químico significa que la reacción es reversible: se puede ir hacia adelante, para atrás.

$$\rm 2A+3B \longleftrightarrow C+D;\space \Delta H=-100\,kJ\cdot mol^{-1} (for\space example) $$

Vamos a imaginar que $\rm A,\,B,\,C,\,D$ son gases. Así que usted escribió correctamente que un aumento de la presión causa la reacción de equilibrio para cambiar a la "derecha" - más productos de $\rm C,\,D$ serán formados. Cuando se aumenta la presión en el sistema, esto significa que tenemos que reducir el volumen. Nos estrechamos en nuestro sistema, y hay menos volumen de las moléculas. Golpean unos a otros con más frecuencia, y la probabilidad de formación de producto se incrementa. Cuando se reduce el volumen por el aumento de la presión, que, básicamente, el aumento de la concentración de los reactivos. La misma cantidad de átomos o moléculas que se ocupan de menor volumen.

_{^{Voy a hacer un tonto de comparación. Vamos a tomar esta reacción: $$\rm Boy+Girl\longleftrightarrow Pair$$ Si hay muy poco espacio en la pista de baile para bailar en tu propia que podría ser una buena idea para encontrar un socio para reducir el volumen que tanto ocupó a sentir mucho más cómodo. Pero cuando el resto de la gente comienza a abandonar el club puede desvincular con su pareja...}}

Permite tomar 2 mol de $\rm A$, 3 moles de $\rm B$, 1 mol de $\rm C$, 1 mol de $\rm D$ a temperatura ambiente. Vamos a ponerlo en el frasco de $\rm 156.8\,L$ ($\rm (2+3+1+1)\,mol \cdot 22.4\, L\cdot mol^{-1}=156.8\,L$). La presión en el recipiente es $\rm 1\,atm$.

• $P(A)=X(A)\cdot P(total)=2/7\cdot1=0.286\,atm$
• $P(B)=X(B)\cdot P(total)=3/7\cdot 1=0.439\,atm$
• $P(C)=X(C)\cdot P(total)=1/7\cdot 1=0.143\,atm$
• $P(D)=X(D)\cdot P(total)=1/7\cdot 1=0.143\,atm$

Nuestro sistema está en equilibrio, de modo que podemos calcular la constante de Equilibrio: $$K_P=\dfrac{P(C)^1P(D)^1}{P(A)^2P(B)^3}=\dfrac{0.143\cdot0.143}{0.286^2\cdot0.439^3}=3.17\,atm^{-3}$$ $$K_P=\dfrac{(X(C)\cdot P(total))^1(X(D)\cdot P(total))^1}{(X(A)\cdot P(total))^2(X(B)\cdot P(total))^3}=\dfrac{X(C)^1X(D)^1P^{\Delta n}}{X(A)^2X(B)^3};\,\Delta n=n(C)+n(D)-n(A)-n(B)=1+1-2-3=-3$$

Ahora se permite el doble de la presión en el frasco, al reducir el volumen, la temperatura no cambia lo $K_P$ permanece el mismo. Permite calcular las concentraciones molares de:

$$K_P=3.17\,atm^{-3}=\dfrac{X'(C)^1X'(D)^1\cdot (2\,atm)^{-3}}{X'(A)^2X'(B)^3},$$ donde

• $\upsilon'(A)=2\,mol-2x\,mol$
• $\upsilon'(B)=3\,mol-3x\,mol$
• $\upsilon'(C)=1\,mol+x\,mol$
• $\upsilon'(D)=1\,mol+x\,mol$

Total de moles: $\sum=(1+x)+(1+x)+(2-2x)+(3-3x)=(7-3x)\,mol$

• $X'(A)=(2-2x)/(7-3x)$
• $X'(B)=(3-3x)/(7-3x)$
• $X'(C)=(1+x)/(7-3x)$
• $X'(D)=(1+x)/(7-3x)$

La resolución de la eqution da $x=0.325\,mol$, por lo que ahora:

• $\upsilon'(A)=1.35\,mol$
• $\upsilon'(B)=2.03\,mol$
• $\upsilon'(C)=1.33\,mol$
• $\upsilon'(D)=1.33\,mol$

Pero el principio nos ha $A$=2 mol, $B$=3 mol, $C$=1 mol, $D$=1 mol. Las reacciones se desplaza a la derecha.

• $P'(A)=0.45\,atm$
• $P'(B)=0.67\,atm$
• $P'(C)=0.44\,atm$
• $P'(D)=0.44\,atm$

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Ok, pero cuando añadimos gas inerte, lo que sucede:

$$\rm 2A+3B+inert\,gas \longleftrightarrow C+D+inert\,gas $$

No hacer nada porque a pesar de que el aumento de la presión, la probabilty por 2 átomos de $\rm A$ a golpear a 3 átomos de $\rm B$ no cambia. Las presiones parciales de la misma estancia. ¿Por qué es así? Se puede demostrar fácilmente. Por ejemplo tenemos esta reacción: $$\rm A_g+B_g\longleftrightarrow C_g$$

Digamos que ponemos esta reacción en un frasco de 134.4 L de volumen a temperatura ambiente, tenemos 3 mol de $\rm A$, 2 mol $\rm B$, y uno de 1 mol $\rm C$. 6 moles de gases que se ponga en 134.4 L a RT nos dará 1 atm de presión. $$6\,{\rm mol} \cdot 22.4\,{\rm L\cdot mol^{-1}}=134.4\,{\rm L}$$

Las presiones parciales son:

• $ P(A)=3/6\cdot P_{total}=0.5\cdot1\,atm$
• $ P(B)=2/6\cdot P_{total}=0.33\cdot1\,atm$
• $P(C)=1/6\cdot P_{total}=0.17\cdot1\,atm$

Ahora vamos a añadir 1 mol de gas inerte: $$\rm A_g+B_g+inert\,gas\longleftrightarrow C_g+inert\,gas$$

Ahora, las presiones parciales son (la presión en el recipiente mayor, debido a que quantatiy de moléculas de mayor, pero el volumen sigue siendo el mismo):

• $P(A)=3/7\cdot P_{total}=3/7\cdot 1.17\,atm=0.5\,atm$
• $P(B)=2/7\cdot P_{total}=2/7\cdot 1.17\,atm=0.33\,atm$
• $P(C)=1/7\cdot P_{total}=1/7\cdot 1.17\,atm=0.17\,atm$

Como se puede ver, las presiones parciales de no cambiar (concentración no cambia). Es por eso que no hay ningún efecto.

_{^{Vamos a tomar esta reacción: $$\rm Boy+Girl+Cat\longleftrightarrow Pair+Cat$$ Usted no puede bailar con un gato. La adición de los gatos en la pista de baile que aumentará la presión en la multitud, pero no aumentará la probabilidad de formación de una pareja.}}

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Imaginemos que $\rm A$ $\rm B$ son líquidos, y ver lo que un aumento de la presión causa. Por lo general, no causan mucho, porque es muy difícil de apretar los líquidos. No importa cómo usted intenta, el volumen que las moléculas de los líquidos ocupan las estancias de la misma. Por lo tanto aumento de la presión en la reacción:

$$\rm A_\ell+B_\ell\longleftrightarrow C_\ell$$

no hacer prácticamente nada, ya que las concentraciones de los reactivos no va a aumentar la presión.

Cuando escribí $\Delta H=-100\,kJ\cdot mol^{-1}$ (la entalpía es negativa), es decir, en la reacción es el calor liberado.

$$\rm 2A+3B \longleftrightarrow C+D;\space \Delta H=-100\,kJ\cdot mol^{-1} (for\space example) $$

Así que si se disminuye la temperatura en la jarra, la reacción se desplazará a la derecha. Se puede entender el uso de esta primitiva lógica. Suponga que el calor es una sustancia, que pueden ser tratados como "producto". Si se quita este así llamado "producto" (el calor, por la reducción de la temperatura) constantemente a la fuerza de reactin a pasar de izquierda a derecha. En realidad, el equilibrio es sólo desplaza de izquierda a derecha.

Si aumentamos la temperatura, es como hemos añadido más de esto llamado "producto" (calor) en el frasco, por lo que la reacción se desplaza a la izquierda.

Si $\Delta H>0$, usted necesita pensar acerca de calor no como "producto", sino como "reactivo".

Para una mejor comprensión de tratar de "inmersión" en el Equilibrio de la termodinámica.

Answer 2

Finalmente lo entendí mediante una lógica simple para mí como sigue. Gracias por la respuesta, aunque!

Considere la posibilidad de un equilibrio, como se describe:

$K_{eq} = \dfrac{[A]^n}{[B]^m}$

Si se duplica la presión del sistema en general, es decir, reducir a la mitad el volumen, es el doble de las concentraciones de productos y reactivos. Si $n=m$, de Le Chatelier del Principio está probado es correcta, porque el cambio no se produce, como el mole de la suma es la misma para los productos y los reactivos. Si $n\neq m$, de Le Chatelier del Principio también es correcto; doblar el cuadrado, por ejemplo, no dará el mismo resultante como la duplicación y la cubicación de las concentraciones.

De esta manera tenemos un corto, integral, y la comprensión intuitiva de que el razonamiento detrás de Le Chatelier del Principio con respecto a los cambios de la concentración causada por la presión.