Simulador de equilibrio químico (Le Chatelier)
Ecuaciones de esta simulación
| ΔH° | entalpía de reacción | negativa: formar amoníaco desprende calor, así que subir la temperatura empuja el equilibrio de vuelta hacia N₂ y H₂ | |
|---|---|---|---|
| n | moles de cada gas | se dibujan veinte moléculas por mol |
| p | presión parcial de cada gas, bar | p = n R T ÷ V | |
|---|---|---|---|
| Q | cociente de reacción: la misma razón para la mezcla tal como está ahora | por debajo de K la reacción avanza, por encima de K retrocede, hasta que Q = K | |
| K_p | constante de equilibrio | la fija solo la temperatura, no las cantidades ni el volumen |
Con los valores actuales:
| ΔS° | entropía de reacción | −198 J/(mol·K): cuatro moléculas de gas pasan a ser dos | |
|---|---|---|---|
| ΔG° | energía de Gibbs estándar de reacción | negativa por debajo de unos 465 K, donde se favorece el amoníaco |
Con los valores actuales:
| p_total | presión total | comprimir el recipiente la sube, y la reacción responde formando menos moléculas: 4 pasan a ser 2 |
|---|
Con los valores actuales:
Cómo usar el simulador de equilibrio químico
- El recipiente empieza con un mol de nitrógeno (parejas azules) y tres de hidrógeno (parejas blancas). Reaccionan y forman amoníaco (uno azul y tres blancos) hasta que la mezcla llega al equilibrio, en el que el amoníaco se forma tan deprisa como se descompone y Q es igual a K.
- Altéralo y mira cómo se desplaza para compensar, como dice el principio de Le Chatelier. Comprime el recipiente y la presión sube, así que la reacción forma más amoníaco, convirtiendo cuatro moléculas en dos. Caliéntalo y, como formar amoníaco desprende calor, se desplaza de vuelta hacia el nitrógeno y el hidrógeno. Añade un gas, o retira el amoníaco, y la mezcla se mueve para gastarlo o reponerlo.
- Quita el catalizador y enfría el recipiente para ver la otra mitad de la historia: a baja temperatura el equilibrio favorece al amoníaco, pero la reacción es tan lenta que apenas avanza. La gráfica muestra la fracción de amoníaco en el equilibrio frente a la temperatura para el volumen elegido.
Preguntas frecuentes
¿Qué es el equilibrio químico?
El estado al que llega una reacción reversible, en el que la reacción directa y la inversa van a la misma velocidad, de modo que las cantidades dejan de cambiar aunque las moléculas sigan reaccionando en ambos sentidos. Para N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ se alcanza cuando el cociente de reacción Q = p(NH₃)² ÷ (p(N₂) p(H₂)³) es igual a la constante de equilibrio K.
¿Qué es el principio de Le Chatelier?
Si se altera un equilibrio, se desplaza en el sentido que deshace en parte la alteración. Añadir un reactivo lo desplaza hacia delante para gastar parte; retirar un producto lo desplaza hacia delante para reponer parte; subir la presión favorece el lado con menos moléculas de gas; subir la temperatura favorece el sentido que absorbe calor.
¿Por qué el proceso Haber trabaja en caliente si el calor baja el rendimiento?
Porque a una temperatura con buen rendimiento la reacción es demasiado lenta, incluso con catalizador. La industria llega a un compromiso: unos 450 °C, un catalizador de hierro y de 150 a 300 bar de presión para recuperar rendimiento, condensando el amoníaco y reciclando el gas que no ha reaccionado. Ese último paso es el botón Retirar el NH₃.
¿Cambia un catalizador el equilibrio?
No. Acelera la reacción directa y la inversa por el mismo factor, así que la mezcla llega antes al equilibrio pero con exactamente la misma composición. Solo la temperatura cambia K; la presión y las cantidades cambian Q, y la mezcla se mueve entonces hasta que Q vuelve a ser igual a K.
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¿Se sube algo?
No. La simulación la dibuja tu propio navegador con WebGL; no se envía nada a ningún sitio y sigue funcionando sin conexión una vez cargada la página.