Principios del Equilibrio Químico: Aplicación de la Ley de Le Châtelier

Principio de Le Châtelier

Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio (cambio de concentración, presión, volumen o temperatura), el sistema se ajustará de tal manera que cancele parcialmente dicha perturbación y alcance una nueva posición de equilibrio.

Efectos sobre el equilibrio

• Aumentar la temperatura: Si aumenta la temperatura, la reacción irá en sentido endotérmico para así absorber el exceso de calor añadido.
  1. Como observamos, la reacción es endotérmica en sentido inverso.
  2. Como observamos, la reacción es exotérmica en sentido directo y endotérmica en sentido inverso. Por lo tanto, la reacción se desplazará hacia los reactivos.
• Aumentar la presión total reduciendo el volumen: Si aumenta la presión, la reacción se desplazará hacia donde menor número de moles gaseosos haya. Por tanto, la reacción se desplazará hacia los productos, ya que es donde hay un menor número de moles gaseosos que en los reactivos.
• Añadir O₂ (reactivo): Al añadir O₂, la reacción se desplazará hacia los productos para eliminar el exceso de O₂ y volver al equilibrio.
• Eliminar parcialmente HCl (reactivo): Al eliminar HCl, la reacción se desplazará hacia los reactivos para aumentar la cantidad de HCl y recuperar el equilibrio.
• Añadir un catalizador: Un catalizador no afecta a la termodinámica de la reacción (ΔH, ΔG); solo afecta a la cinética de la reacción disminuyendo la energía de activación entre reactivos y productos, haciendo que el equilibrio se alcance con mayor rapidez. Por tanto, el sistema no se desplaza ni hacia reactivos ni hacia productos; se mantiene inalterado.

Casos prácticos adicionales

• Reducir el volumen del recipiente manteniendo constante la temperatura: Al reducir el volumen, se aumenta la presión del reactor; por tanto, la reacción se desplazará donde haya menor número de moles gaseosos. Se desplazará hacia los reactivos ya que no hay moles gaseosos, por lo tanto, los moles de Na₂CO₃ disminuirán.
• Extraer del recipiente una parte de los gases producidos: Al extraer CO₂ y H₂O, la reacción se desplazará hacia los productos para aumentar la cantidad de los gases extraídos y alcanzar de nuevo el equilibrio. Por lo que los moles de Na₂CO₃ aumentarán.
• Elevar la temperatura de la mezcla en equilibrio manteniendo constante la presión: Al aumentar la temperatura, la reacción se desplazará en sentido endotérmico para absorber el exceso de calor añadido. Como el incremento de temperatura es mayor en sentido directo, la reacción se desplazará hacia los productos y, por consiguiente, los moles de Na₂CO₃ aumentarán.
• Adicionar más NaHCO₃ a la mezcla en equilibrio: El equilibrio permanece inalterado porque el NaHCO₃ es un sólido y estos no afectan a la constante de equilibrio. Por tanto, los moles de NaHCO₃ no varían.

Análisis de H₂

• Adición de CO₂ (reactivo): Si adiciono CO₂, la reacción se desplazará hacia los productos para eliminar el exceso de CO₂ y mantener el equilibrio. Por tanto, la concentración de H₂ disminuirá.
• Aumento de la temperatura a presión constante: Si aumenta la temperatura, la reacción se desplazará en sentido endotérmico. Como vemos, el ΔH > 0 en sentido directo, por tanto, la reacción se desplazará en sentido de los productos. Por consiguiente, la concentración de H₂ disminuirá.
• Disminución de volumen a temperatura constante: Si disminuye el volumen, aumenta la presión y la reacción tiende hacia donde menor número de moles gaseosos haya. Por lo que se mantiene el equilibrio y la concentración de H₂ no varía.
• Duplicar la concentración de CO₂ y H₂O (reactivos y productos) inicialmente presentes en el equilibrio manteniendo la temperatura constante: Al duplicar las concentraciones de CO₂ y H₂O, la reacción se mantendría en equilibrio ya que continúa de manera equitativa la concentración de los reactivos y productos. Por lo tanto, la concentración de H₂ no varía.