Principio de Le Chatelier: Desplazamiento del Equilibrio Químico y Factores que lo Afectan

El Principio de Le Chatelier en el Equilibrio Químico

Según el principio de Le Chatelier: “Cuando un sistema en equilibrio es perturbado desde el exterior modificando sus condiciones, se desplazará en el sentido (reactivos o productos) que tienda a contrarrestar dicha perturbación”.

Factores que Afectan al Equilibrio Químico

1. Cambios en las concentraciones

Al añadir más cantidad de una sustancia a un sistema en equilibrio, este se desplazará hacia el lado donde no esté presente dicha sustancia con el objetivo de contrarrestar dicha perturbación.

Al retirar una sustancia, el sistema se desplazará hacia el lado donde ella se encuentre para compensar dicho cambio.

¡Cuidado con los sólidos y líquidos puros! Su adición o retirada no altera el equilibrio.

2. Cambios en la presión y el volumen

• Al aumentar la presión (o disminuir el volumen) de un sistema en equilibrio, este se desplazará hacia el lado donde sea menor el número de moles gaseosos con el objetivo de contrarrestar dicha perturbación (ya que a menor número de moles gaseosos, menor presión).
• Al disminuir la presión (o aumentar el volumen), se desplazará hacia donde sea mayor el número de moles gaseosos para compensarlo (mayor presión).

Si $\Delta n = 0$, el equilibrio no se vería alterado por cambios en la presión.

3. Cambios en la temperatura

$$aA(g) + bB(g) \⇄ cC(g) + dD(g) \quad \Delta H > 0$$

La reacción anterior indica que el proceso directo ($\rightarrow$) es endotérmico (absorbe energía) y, por tanto, el proceso inverso ($\leftarrow$) será exotérmico (desprende energía).

Un aumento de la temperatura en un sistema en equilibrio provocará que este trate de contrarrestar dicha perturbación (principio de Le Chatelier) favoreciendo la reacción endotérmica (que al absorber energía, disminuirá la temperatura del sistema).

Mientras que una disminución de la temperatura provocará que este trate de compensar dicha perturbación favoreciendo la reacción exotérmica (que al desprender energía, aumentará la temperatura del sistema).

Es muy importante recordar que el valor de $K_p$ y $K_c$ solo varían con la temperatura:

• Si el proceso directo es endotérmico, el valor de $K_p$ y $K_c$ varía en el mismo sentido que la temperatura.
• Si es exotérmico, en sentido contrario.

Así que si:

• $\Delta H > 0 \rightarrow \uparrow T = \uparrow K_p \text{ y } K_c; \, \downarrow T = \downarrow K_p \text{ y } K_c$
• $\Delta H < 0 \rightarrow \downarrow T = \uparrow K_p \text{ y } K_c; \, \uparrow T = \downarrow K_p \text{ y } K_c$

4. Efecto de un catalizador

Como vimos en el tema de cinética, la adición de un catalizador produce un aumento de la velocidad de la reacción por disminución de la energía de activación. Sin embargo, no altera el valor de las variables termodinámicas ($\Delta H$, $\Delta G$) porque el catalizador ni aporta ni consume energía del sistema. De esta manera podemos afirmar que un catalizador no produce ningún cambio en el estado de equilibrio.

Efecto del Ion Común

La adición de un ion común a un equilibrio de solubilidad conllevaría que, para compensar dicha reacción, el sistema se desplazará hacia el lado donde no esté presente dicho ion (Principio de Le Chatelier), es decir, hacia la izquierda siempre. Hacia ese sentido se produciría mayor cantidad de precipitado o, lo que es lo mismo, disminuiría la solubilidad de la sal.

Por tanto: La adición de un ion común a un equilibrio de solubilidad conlleva una disminución de la solubilidad de la sal.