8.3: Principio de Le Chatelier
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Resultados de aprendizaje
- Definir el principio de Le Chatelier.
- Predecir cómo el cambio en las cantidades de sustancias, temperatura o presión afectará a las cantidades de reactivos y productos presentes en el equilibrio.
Principio de Le Chatelier
El equilibrio químico fue estudiado por el químico francés Henri Le Chatelier (1850 - 1936) y su descripción de cómo un sistema responde a una tensión al equilibrio se ha dado a conocer como el principio de Le Chatelier: Cuando un sistema químico que está en equilibrio es perturbado por un estrés, el sistema responder con el fin de aliviar el estrés. Las tensiones a un sistema químico implican cambios en las concentraciones de reactivos o productos, cambios en la temperatura del sistema, o cambios en la presión del sistema. Discutiremos cada una de estas tensiones por separado. El cambio a la posición de equilibrio en cada caso es un favor de la reacción directa o un favor de la reacción inversa. Cuando se favorece la reacción directa, las concentraciones de productos aumentan, mientras que las concentraciones de reactivos disminuyen. Cuando se favorece la reacción inversa, las concentraciones de los productos disminuyen, mientras que las concentraciones de reactivos aumentan.
\[\begin{array}{lll} \textbf{Original Equilibrium} & \textbf{Favored Reaction} & \textbf{Result} \\ \ce{A} \rightleftharpoons \ce{B} & \text{Forward:} \: \ce{A} \rightarrow \ce{B} & \left[ \ce{A} \right] \: \text{decreases}; \: \left[ \ce{B} \right] \: \text{increases} \\ \ce{A} \rightleftharpoons \ce{B} & \text{Reverse:} \: \ce{A} \leftarrow \ce{B} & \left[ \ce{A} \right] \: \text{increases}; \: \left[ \ce{B} \right] \: \text{decreases} \end{array}\]
Efecto de la Concentración
Un cambio en la concentración de una de las sustancias en un sistema de equilibrio implica típicamente la adición o la eliminación de uno de los reactivos o productos. Considere el proceso Haber-Bosch para la producción industrial de amoníaco a partir de gases de nitrógeno e hidrógeno.
\[\ce{N_2} \left( g \right) + 3 \ce{H_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{NH_3} \left( g \right)\]
Si se incrementa la concentración de una sustancia en un sistema, el sistema responderá favoreciendo la reacción que remueve esa sustancia. Cuando\(\ce{N_2}\) se agregue más, la reacción hacia adelante se verá favorecida porque la reacción hacia adelante se\(\ce{N_2}\) agota y la convierte en\(\ce{NH_3}\). La reacción directa se acelera temporalmente como resultado de la adición de un reactivo. La posición de equilibrio cambia a medida que\(\ce{NH_3}\) se produce más. La concentración de\(\ce{NH_3}\) aumenta, mientras que las concentraciones de\(\ce{N_2}\) y\(\ce{H_2}\) disminuyen. Después de que transcurra algún tiempo, se restablecerá el equilibrio con nuevas concentraciones de las tres sustancias. Como se puede apreciar en la siguiente figura, si\(\ce{N_2}\) se agrega más, el sistema logra un nuevo equilibrio. La nueva concentración de\(\ce{NH_3}\) es mayor por el favorecimiento de la reacción hacia adelante. La nueva concentración del\(\ce{H_2}\) es menor. La concentración de\(\ce{N_2}\) es mayor que en el equilibrio original, pero bajó ligeramente después de la adición de la\(\ce{N_2}\) que perturbó el equilibrio original. Al responder de esta manera, el valor de la constante de equilibrio para la reacción\(K_\text{eq}\),, no cambia como consecuencia del estrés al sistema.
Es decir, la cantidad de cada sustancia es diferente pero la relación de la cantidad de cada una sigue siendo la misma.
Si\(\ce{NH_3}\) se agregaran más, se favorecería la reacción inversa. Este “favorecer” de una reacción significa acelerar temporalmente la reacción en esa dirección hasta que se restafirme el equilibrio. Recordemos que una vez restablecido el equilibrio, las tasas de las reacciones hacia adelante y hacia atrás vuelven a ser iguales. La adición de\(\ce{NH_3}\) resultaría en una mayor formación de los reactivos,\(\ce{N_2}\) y\(\ce{H_2}\).
Un equilibrio también puede ser interrumpido por la eliminación de una de las sustancias. Si disminuye la concentración de una sustancia, el sistema responderá favoreciendo la reacción que sustituya a esa sustancia. En el proceso industrial Haber-Bosch,\(\ce{NH_3}\) se elimina del sistema de equilibrio a medida que avanza la reacción. En consecuencia, se favorece la reacción hacia adelante para que\(\ce{NH_3}\) se produzca más. Las concentraciones de\(\ce{N_2}\) y\(\ce{H_2}\) disminuyen. La eliminación continua de eventualmente\(\ce{NH_3}\) obligará a que la reacción llegue a su finalización hasta que se agoten todos los reactivos. Si uno\(\ce{N_2}\) o\(\ce{H_2}\) fuera eliminado del sistema de equilibrio, se favorecería la reacción inversa y la concentración de\(\ce{NH_3}\) disminuiría.
El efecto de los cambios en la concentración sobre un sistema de equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier se resume en la siguiente tabla.
| Estrés | Respuesta |
|---|---|
| adición de reactivo | reacción hacia adelante favorecida |
| adición de producto | reacción inversa favorecida |
| eliminación del reactivo | reacción inversa favorecida |
| eliminación de producto | reacción hacia adelante favorecida |
Efecto de la temperatura
Aumentar o disminuir la temperatura de un sistema en equilibrio también es una tensión para el sistema. La ecuación para el proceso Haber-Bosch se escribe nuevamente a continuación, como una ecuación termoquímica (es decir, contiene información sobre la energía ganada o perdida cuando ocurre la reacción).
\[\ce{N_2} \left( g \right) + 3 \ce{H_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{NH_3} \left( g \right) + 91 \: \text{kJ}\]
La reacción hacia adelante es la dirección exotérmica: la formación de\(\ce{NH_3}\) libera calor por lo que se muestra como un producto. La reacción inversa es la dirección endotérmica: a medida que se\(\ce{NH_3}\) descompone\(\ce{N_2}\) y\(\ce{H_2}\), se absorbe el calor. Un aumento en la temperatura para esto es como agregar un producto porque el calor está siendo liberado por la reacción. Si añadimos un producto entonces la reacción procede hacia la formación de más reactivos. Reducir la temperatura para este sistema sería similar a eliminar un producto que favorecería la formación de más productos. La cantidad de\(\ce{NH_3}\) aumentará y la cantidad de\(\ce{N_2}\) y\(\ce{H_2}\) disminuirá.
Para los cambios en la concentración, el sistema responde de tal manera que el valor de la constante de equilibrio,\(K_\text{eq}\) no cambia. Sin embargo, un cambio en la temperatura desplaza el equilibrio y el\(K_\text{eq}\) valor aumenta o disminuye. Como se discutió en el apartado anterior, los valores de\(K_\text{eq}\) son dependientes de la temperatura. Cuando se incrementa la temperatura del sistema para el proceso Haber-Bosch, el desplazamiento resultante en equilibrio hacia los reactivos significa que el\(K_\text{eq}\) valor disminuye. Cuando se disminuye la temperatura, el desplazamiento en equilibrio hacia los productos significa que el\(K_\text{eq}\) valor aumenta.
El principio de Le Chatelier relacionado con los cambios de temperatura se puede ilustrar fácilmente es la reacción en la que el tetroóxido de dinitrógeno está en equilibrio con el dióxido de nitrógeno.
\[\ce{N_2O_4} \left( g \right) + \text{heat} \rightleftharpoons 2 \ce{NO_2} \left( g \right)\]
El tetroxide de Dinitrogen\(\left( \ce{N_2O_4} \right)\) es incoloro, mientras que el dióxido de nitrógeno\(\left( \ce{NO_2} \right)\) es de color marrón oscuro. Cuando se\(\ce{N_2O_4}\) descompone en\(\ce{NO_2}\), el calor es absorbido (endotérmico) de acuerdo con la reacción hacia adelante anterior. Por lo tanto, un aumento en la temperatura (agregando calor) del sistema favorecerá la reacción hacia adelante. Por el contrario, una disminución de la temperatura (eliminando calor) favorecerá la reacción inversa.
Efecto de la Presión
Cambiar la presión de un sistema de equilibrio en el que están involucrados los gases también es una tensión para el sistema. Un cambio en la presión sobre un líquido o un sólido tiene un efecto insignificante. Volveremos de nuevo al equilibrio para el proceso Haber-Bosch. Imagine que los gases están contenidos en un sistema cerrado en el que el volumen del sistema es controlado por un pistón ajustable como se muestra en la siguiente figura.
En el extremo izquierdo, el sistema de reacción contiene principalmente\(\ce{N_2}\) y\(\ce{H_2}\), con sólo una molécula de\(\ce{NH_3}\) presente. A medida que el pistón es empujado hacia adentro, la presión del sistema aumenta de acuerdo con la ley de Boyle. Esto es un estrés para el equilibrio. En la imagen media, el mismo número de moléculas ahora está confinado en un espacio más pequeño y así la presión ha aumentado. Según el principio de Le Chatelier, el sistema responde para aliviar el estrés. En la imagen de la derecha, se ha favorecido la reacción hacia adelante y\(\ce{NH_3}\) se produce más. El resultado general es una disminución en el número de moléculas de gas en todo el sistema. Esto a su vez disminuye la presión y proporciona un alivio a la tensión original de un aumento de presión. Un aumento en la presión en un sistema de equilibrio favorece la reacción que produce menos moles totales de gas. En este caso, es la reacción hacia adelante la que se favorece.
Se podría lograr una disminución de la presión sobre el sistema anterior tirando del pistón hacia afuera, aumentando el volumen del contenedor. El equilibrio respondería favoreciendo la reacción inversa en la que se\(\ce{NH_3}\) descompone a\(\ce{N_2}\) y\(\ce{H_2}\). Esto se debe a que el número total de moléculas de gas aumentaría y también lo haría la presión. Una disminución de la presión en un sistema de equilibrio favorece la reacción que produce más moles totales de gas. Esto se resume en la siguiente tabla.
| Estrés | Respuesta |
|---|---|
| aumento de presión | la reacción produce menos moléculas de gas |
| disminución de presión | la reacción produce más moléculas de gas |
Al igual que los cambios en la concentración, el\(K_\text{eq}\) valor para una reacción dada no cambia por un cambio en la presión. Las cantidades de cada sustancia cambiarán pero la proporción no lo hará. Es importante recordar al analizar el efecto de un cambio de presión sobre el equilibrio que solo se ven afectados los gases. Si una determinada reacción involucra líquidos o sólidos, deben ser ignorados. Por ejemplo, el carbonato de calcio se descompone de acuerdo con la reacción de equilibrio:
\[\ce{CaCO_3} \left( s \right) \rightleftharpoons \ce{CaO} \left( s \right) + \ce{O_2} \left( g \right)\]
El oxígeno es el único gas en el sistema. Un aumento en la presión del sistema ralentiza la velocidad de descomposición\(\ce{CaCO_3}\) porque se favorece la reacción inversa. Cuando un sistema contiene moles iguales de gas en ambos lados de la ecuación, la presión no tiene ningún efecto sobre la posición de equilibrio, como en la formación de\(\ce{HCl}\) desde\(\ce{H_2}\) y\(\ce{Cl_2}\).
\[\ce{H_2} \left( g \right) + \ce{Cl_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{HCl} \left( g \right)\]
Colaboradores y Atribuciones
CK-12 Foundation by Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson, and Jean Dupon.
Allison Soult, Ph.D. (Department of Chemistry, University of Kentucky)