principio de le chatelier

En este debate sobre el Principio de Le Chatelier y Braun, de Heerl presenta argumentos claros para apoyar las afirmaciones de escritores anteriores que el principio en su formulación habitual es vaga y ambigua. De Heer presenta formulaciones nuevas y válidas basadas en los principios termodinámicos. Sus nuevas declaraciones, sin embargo, se expresan en términos y en argumentos que sonprobablemente inadecuados para la presentación de pregrado, incluso, posiblemente, el primer curso habitual en fisicoquimica. Para los nuevos estudiantes del curso de quimica, los efectos de los cambios de temperatura y los cambios de presión isotérmicas son útiles cuando el estado se lmita. Además, la mayoría de los docentes les gustaría discutir el efecto de la adición de un componente de una mezcla dereacción. Por desgracia, el problema aquí se complica, porque no se puede garantizar, por ejemplo, que la adición de un reactivo a una mezcla de reacción en equilibrio hará que el equilibrio se desplace hacia el lado del producto. En este artículo se presenta un enfoque destinado principalmente para carreras de grado de química física. Nuestro método consiste esencialmente un uso más racional deexpresiones constantes de equilibrio. Este enfoque, como formulación general de de Heer, se basa en principios termo-dinámicos. Para simplificar, vamos a considerar las reacciones de gases ideales. Podemos implicar una reacción en fase gaseosa en general por escrito:
aA + bB eE + fFDefinamos Qp de la siguiente manera
Una manera sistemática para Evitar el Principio de Reacciones Químicasdonde P son las presiones parciales de las sustancias identificadas por los subíndices. (La presión parcial de un gas se puede tomar como su fracción molar, X, por la presión total.) Del mismo modo, Qx, es la misma función que Qp, pero con fracciones molares sustituidos para presiones parciales; Qn, es la función en términos del número de moles; Qc, en términos de concentraciones molares. Así, porejemplo, Qn, está dada por:
Dejando a Av como la diferencia en el número de moles de (productos gaseosos] y reactivos, es decir:
Av= e + f - a - b
y dejar que n, el número total de moles, incluyendo especies reaccionantes o no. Entonces las siguientes ecuaciones junto con las constantes de equilibrio Kp y Kc manteniendo el equilibrio:
KP = QP = QxPAY = Q, Pa "/ n, Au (1)
Kc = Qc = Q. /V4 "(5)
Cuando el sistema no está en equilibrio, por supuesto, el Kp, y las ecuaciones Kc no son las mismas, y viceversa. Vamos a empezar con el sistema en equilibrio de manera que el Kp, y ecuaciones Kc se sostienen. Si el equilibrio es trastornado, y el Kp, y las ecuaciones de Kc son por lo tanto molesto, podemos predecir la dirección de la reacción que sigue como el que restaura lasigualdades. Este es nuestro principio rector, y no hay ambigüedad en su significado. el problema, por supuesto, es determinar la dirección de las desigualdades que un cambio dado puede crear, a continuación, para determinar en qué dirección debe ir la reacción con el fin de restaurar las igualdades. para aplicar el principio anterior debemos señalar que Qn, aumenta necesariamente cuando la reacciónprocede hacia la derecha, y está necesariamente disminuyó cuando la acción avanza a la izquierda. Qx, también aumenta cuando tiene lugar la reacción a la derecha y disminuye cuando tiene lugar la reacción a la izquierda, pero ya que esto no es tan evidente, simplemente lo aceptamos en este momento y reservamos la prueba para el Apéndice 1 en principio, todos nuestros argumentos podrían basarse encualquiera de Kp, o el Kc en la ecuación (4) y (5). Sin embargo, la ecuación que es más conveniente en un caso no es necesariamente el más conveniente en otro. Para las reacciones de los gases ideales que estamos considerando, Kp, y Kc depende sólo de la temperatura. (Incluso para los equilibrios heterogéneos las constantes de equilibrio no son muy sensibles a los cambios en la presión y el...