Factores que influyen en el equilibrio químico. Principio de Le

Factores que influyen en el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier
El Principio de Le Chatelier, de 1888, se refiere a que un estado de equilibrio químico es
mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Si en un sistema en
equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema
evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación. El equilibrio se
desplaza en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un
nuevo estado de equilibrio. O bien: Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía,
éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar
hasta que se reestablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de
equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se
desplaza hacia la derecha (si aumenta la concentración de los productos y disminuye la
de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la
concentración de los reactivos y disminuye la de los productos).
Basándonos en el Principio de Le Chatelier, vamos a ver los efectos que producen
distintos factores externos sobre un sistema en equilibrio.
Efecto de la Concentración: Adición o eliminación de un reactivo o producto
El aumento de la concentración de cualquier sustancia, dará lugar a que la reacción en
equilibrio tienda a consumir parte de la sustancia añadida. Así por ejemplo para la
reacción siguiente: H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g), si se adiciona H2 al sistema en equilibrio,
éste tiende a ajustarse de modo de anular el efecto del hidrógeno adicionado. Esto
sucede cuando el H2 se combina con el I2 para formar moléculas de HI, desplazando el
equilibrio hacia la derecha, esto significa que la [HI] aumenta y la [I 2] disminuye. Por otro
lado, si se retira uno de los componentes del sistema, por ejemplo, H2 el principio de Le
Chatelier predice que el sistema se ajustará para huir del efecto causado por la
disminución de H2. Parte del HI se descompone para formar H2, para sustituir lo que fue
retirado. El efecto obtenido es la disminución de la concentración del HI y al aumento
de la concentración del I2. El equilibrio queda ahora más desplazado hacia el sentido de
los reactivos. Sin embargo, la constante de equilibrio siempre conserva su valor
Consideremos el siguiente equilibrio químico: CO(g) + Cl2(g) ↔ COCl2(g)
para el que, a una cierta temperatura, se tiene:
Si se añade más cloro al sistema, inmediatamente después de la adición tenemos:
[Cl2]>[Cl2]eq1 [CO]=[CO]eq1 [COCl2]=[COCl2]eq1
Entonces:
Por tanto, el sistema no se encuentra en equilibrio. Para restablecer el equilibrio debe
aumentar el numerador y disminuir el denominador. Es decir, el sistema debe de
evolucionar hacia la formación del COCl2 (hacia la derecha).
Si disminuimos las concentraciones de CO, de Cl2 o de ambas, el equilibrio se desplaza
hacia la izquierda, ya que tiene que disminuir el numerador.
Un aumento de la concentración de los reactivos, o una disminución de los productos
hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En cambio, una disminución de la
concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos,
hacen que la reacción se desplace hacia la izquierda.
Efecto de cambios en la presión y el volumen
Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que interviene algún gas
y cuando hay variaciones de volumen en la reacción.
En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos
en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:
N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g)
Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la
concentración de las especies gaseosas y, por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho
aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3,
pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión
total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.
Otro ejemplo: CO (g) + CI2 (g) ↔ COCI2 (g)
2 moles
1 mol
2 volúmenes 1 volumen
Al aumentar la presión en este sistema de equilibrio, se desplazará hacia la derecha, es
decir donde existe menos volumen. En sentido contrario, si existiera una disminución de
presión, el equilibrio se irá donde hay más volumen, o sea hacia los reactantes, y
estableciéndose un nuevo equilibrio seguidamente.
Otro ejemplo: Un aumento en la presión del equilibrio 2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g) hace que
se desplace hacia el lado con menor número de moles de gas, a fin de atenuar la
elevación de la presión. Por otra parte, si la presión disminuye, la reacción se desplazará
para el lado con mayor número de moles de gas para ayudar a no reducir la presión.
Cambios en la temperatura
Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado
el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un
desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe
calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos
hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico.
Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.
Cuando se aumenta la temperatura en un sistema en equilibrio, éste de desplazará en
el sentido que absorba el calor aplicado.
Ejemplo: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) + calor
Esta reacción es exotérmica (desprende calor), en el sentido de izquierda a derecha;
pero si a ésta se le aumenta la temperatura, se desplazará en el sentido que absorba ese
calor, es decir de derecha a izquierda.
Si en el sistema donde sucede una reacción se eleva la temperatura, la reacción se
trasladará hacia el lado que absorba calor (reacción endotérmica). Por otro lado, si la
temperatura disminuye, la reacción se trasladará para el lado que desprenda calor
(reacción exotérmica).
Efecto de un catalizador
Los catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas. No afectarán al
equilibrio químico ya que aceleran la reacción directa e inversa por igual. El único efecto
es hacer que el equilibrio se alcance más rápidamente. O sea que dado que los
catalizadores aceleran la reacción directa como la inversa, se alcanza más rápido la
condición de equilibrio, pero no se alteran las concentraciones en este estado. Luego el
principio de Le Chatelier ignora la presencia del catalizador
Equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. FisQuiWeb
https://www.youtube.com/watch?v=F9ydcp7k2Ac
Le Chatelier's principle | University Of Surrey
https://www.youtube.com/watch?v=dIDgPFEucFM
Le Chatelier's Principle Part 1 | The Chemistry Journey | The Fuse School
https://www.youtube.com/watch?v=7zuUV455zFs