Equilibrio Químico y Principio de Le Châtelier: Conceptos Clave y Desplazamiento

Fundamentos del Equilibrio Químico y el Principio de Le Châtelier

El equilibrio químico es un concepto fundamental en la química que describe el estado en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, resultando en concentraciones netas constantes de reactivos y productos.

Conceptos Clave en Equilibrio Químico

• Equilibrio Homogéneo

  Se refiere a aquellos sistemas en los que los reactivos y productos se encuentran en la misma fase o estado físico (por ejemplo, todos gases o todos en disolución acuosa).

• Ley de Acción de Masas

  Esta ley establece que la constante de equilibrio (Kc o Kp) es igual al producto de las concentraciones de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido entre el producto de las concentraciones de los reactivos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos.

• Constante de Equilibrio (Kc y Kp)

  El valor de la constante de equilibrio (Kc o Kp) es específico para cada reacción química y es independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos. Su valor solo depende de la temperatura.

• Grado de Disociación

  El grado de disociación (α) nos indica la cantidad, expresada en tanto por uno, de reactivo que ha reaccionado. Se calcula como el cociente entre la cantidad (en moles) de reactivo que ha reaccionado y la cantidad inicial (en moles) del reactivo.

El Principio de Le Châtelier: Predicción de Desplazamientos del Equilibrio

El Principio de Le Châtelier es una herramienta esencial para predecir cómo un sistema en equilibrio responderá a perturbaciones externas. Este principio establece que cuando un sistema en equilibrio se somete a una modificación de la concentración de las especies reaccionantes, de la presión o de la temperatura, el sistema responde alcanzando un nuevo equilibrio que contrarresta parcialmente el efecto de la modificación.

Efecto de las Modificaciones en el Equilibrio

Consideremos una situación inicial donde el sistema se encuentra en equilibrio, y por lo tanto, el cociente de reacción (Qc) coincide con la constante de equilibrio (Kc).

1. Modificación de la Concentración

• Aumento de la concentración de reactivos (A y B) o disminución de la concentración de productos (C y D): En este caso, el cociente de reacción (Qc) será menor que Kc (Qc < Kc).

  Para restablecer la situación de equilibrio, el sistema evolucionará de izquierda a derecha, favoreciendo la formación de productos.

• Disminución de la concentración de reactivos o aumento de la concentración de productos: Por el contrario, Qc será mayor que Kc (Qc > Kc).

  Para restablecer el equilibrio, el sistema evolucionará de derecha a izquierda, favoreciendo la formación de reactivos.

En resumen, si se aumenta la concentración de una de las especies, el sistema contrarrestará esta modificación favoreciendo la reacción en la que se consuma dicha especie. Por ejemplo, si se aumenta la concentración de uno de los reactivos, el sistema evoluciona de izquierda a derecha para formar productos.

2. Modificación de la Presión y el Volumen (para sistemas gaseosos)

La presión puede modificarse de varias maneras, afectando el equilibrio de sistemas gaseosos:

• Añadiendo o extrayendo una de las especies en estado gaseoso: Esto equivale a modificar la concentración de una de las especies reaccionantes, y la reacción se desplazará según lo explicado en el punto anterior.

• Añadiendo un gas inerte:

  • Manteniendo el volumen constante: La adición de un gas inerte aumenta la presión total, pero no las presiones parciales de los gases reaccionantes. Por lo tanto, esta adición no tendrá efecto sobre el equilibrio.

  • Añadiendo a presión constante: Si se añade un gas inerte a presión constante, el volumen de la mezcla aumentará para dejarle sitio al gas inerte. Este aumento de volumen sí puede modificar el equilibrio.

• Modificando el volumen del sistema: Dado que la temperatura se mantiene constante, la presión y el volumen son inversamente proporcionales. Un aumento del volumen produce una disminución de la presión y viceversa.

  • Si aumentamos el volumen: Disminuye la presión. Como la concentración es inversamente proporcional al volumen, esta disminuirá. Esta modificación se compensará mediante un desplazamiento hacia donde se produce un mayor número de moles de gases.

  • Si disminuimos el volumen: Aumenta la presión y, por tanto, las concentraciones aumentan. El sistema compensa este cambio evolucionando hacia donde se producen un menor número de moles de gases.