Twój nauczyciel ma rację, zobaczmy, dlaczego. Po pierwsze, oto nasza reakcja $$ \ ce {2 NO + H2 -> N2O + H2O} \ qquad \ Delta H = -351 \ \ mathrm {kJ / mol} $$ Zatem reakcja po prawej stronie jest egzotermiczna, daje od ciepła. To mówi nam, że produkty są bardziej stabilne niż reagenty i są w równowadze $ \ mathrm {\ frac {[Produkty]} {[Reaktanty]} ~ >1} $. Tutaj możemy zgadnąć, że jeśli podgrzejemy reakcję (włożymy ciepło z powrotem do reakcji), będziemy dążyć do wyrównania równowagi, przesuwając reakcję z powrotem w lewo.

Aby zbadać to przypuszczenie, zróbmy przykład. Otrzymałeś entalpię reakcji, ale dla obliczenia „tylnej części obwiedni” przeprowadźmy porównanie i załóżmy, że zmiana entropii będzie mniej więcej taka sama dla dwóch warunków (temperatur), które zamierzamy porównać. Przy takim założeniu możemy pozwolić $$ \ Delta G = -RT \ cdot \ ln K_ \ text {eq} = -351 \ \ mathrm {kJ / mol} $$ Wiemy $ \ Delta G $, $ R = 8.31 \ times10 ^ {- 3} $ i powiedzmy, że dane dotyczą temperatury pokojowej, więc $ T = 298 \ \ mathrm K $. Rozwiązując $ K_ \ text {eq} $ znajdujemy $ K_ \ text {eq} = 3,6 \ times10 ^ {61} $. Teraz pozwólmy naszej reakcji zrównoważyć 100 $ ^ \ circ $ powyżej temperatury pokojowej (teraz $ T = 398 \ \ mathrm K $). $ \ Delta G $ i $ R $ są ustalone, więc rozwiążmy równanie i teraz znajdziemy $ K_ \ text {eq} = 1,2 \ times10 ^ {46} $, rzeczywiście ciepło przesunęło naszą reakcję w lewo. Nauczyciel miał rację.

co spowoduje wzrost ciśnienia. Ale aby utrzymać to samo ciśnienie, system musi zmniejszyć liczbę moli, więc faworyzuje reakcję naprzód, ponieważ są 3 mole reagentów i 2 mole produktów.

Jest to częste błędne przekonanie o zasadzie Le Chateliera. Ciśnienie zmienia równowagę tylko wtedy, gdy zmienia się ciśnienie w sposób, który zmienia stężenie, na przykład poprzez zmianę objętości lub dodanie większej ilości reagenta lub produktu. Jeśli ciśnienie zmienia się w sposób, który nie zmienia stężeń, na przykład poprzez dodanie do mieszaniny gazu szlachetnego lub w tym przypadku zmianę temperatury, równowaga pozostaje niezmieniona.

Gdy zmienia się temperatura, sama stała równowagowa zmienia się, zgodnie z Równaniem Van't Hoffa. W przypadku reakcji egzotermicznych wzrost temperatury sprzyja reakcji odwrotnej. W przypadku reakcji endotermicznych wzrost temperatury sprzyja reakcji postępowej.

Nie jestem pewien, czy potrafisz przewidzieć, co się stanie, jeśli podniesiesz temperaturę układu reakcji. To zmieniłoby stałą równowagi K dla tego równania.

Biorąc pod uwagę, że nie wiesz, jakie jest stężenie / ciśnienie każdego elementu systemu, istnieje prawdopodobieństwo, że K można by tak dostosować, aby było równe Q , gdy podniesiesz temperatura dla „reakcji”. To spowodowałoby, że obie odpowiedzi byłyby błędne , ponieważ w stanie równowagi nie ma netto zmiany w składzie systemu.

Powiedz o tym swojemu nauczycielowi. Jest niejednoznaczny, nie precyzując, czy podwyższamy temperaturę układu reakcyjnego, czy po prostu podgrzewamy reagenty, czy co.

Ten przykład ilustruje, dlaczego twój nauczyciel jest niejednoznaczny:

$ \ ce {mąka ~ + ~ mleko ~ + ~ jajka ->cake} $

Jeśli podgrzejesz cały system reakcyjny, wtedy miałbyś ciepłe ciasto i ciepły worek mąki, trochę ciepłego mleka i trochę ciepłych jajek. A może masz ciepłe ciasto. To zależy od ilości dodanego ciepła. Oto jedna niejednoznaczność.

Jeśli dodasz ciepło tylko do reagentów - tj. upieczesz kombinację reagentów - otrzymasz ciasto.

Jeśli dodasz tylko ciepło do produktu, otrzymasz ciepłe ciasto.

Niezależnie od tego, jak niedbale Twój nauczyciel ujął to pytanie, za dużo zastanawiałeś się nad tym pytaniem. To prawda, że ​​dodanie ciepła po stronie produktu sprzyja odwrotnej reakcji, ale nie wiesz, w jakim stopniu i najlepiej nie spekulować, co może się również stać w rezultacie.

W przypadku reakcji egzotermicznej $ \ frac {\ Delta G ^ 0 (T)} {T} $ rośnie wraz ze wzrostem T. Ponieważ $ \ ln K = - \ frac {\ Delta G ^ 0} {RT} $ , K zmniejsza się wraz ze wzrostem T dla reakcji egzotermicznej we wszystkich temperaturach (nie tylko w standardowej temperaturze 298 K).