Principios de Le Châtelier: Impacto de Concentración, Temperatura y Presión en el Equilibrio Químico

Principios de Le Châtelier: Respuestas del Equilibrio Químico a Cambios Externos

El Principio de Le Châtelier es una herramienta fundamental en química que nos permite predecir cómo un sistema en equilibrio químico responderá a perturbaciones externas. Este principio establece que si se aplica una perturbación a un sistema en equilibrio, este se desplazará en la dirección que tienda a minimizar o contrarrestar dicha perturbación, restableciendo un nuevo estado de equilibrio.

1. Variación de la Concentración de las Especies

¿Cómo responde un equilibrio químico ante una variación de la concentración de algunas de las especies que intervienen en él?

Consideremos la reacción de síntesis de amoniaco:

N₂ (g) + 3 H₂ (g) ⇌ 2 NH₃ (g)

• Si aumenta la concentración de N₂ ([N₂]↑), el equilibrio evoluciona en el sentido que contrarreste ese aumento de concentración, es decir, de manera que se consuma nitrógeno. Con ello, el equilibrio químico se desplaza hacia la derecha, favoreciéndose la formación de amoniaco.
• Si disminuye la concentración de H₂ ([H₂]↓), el equilibrio evoluciona en el sentido que contrarreste esa disminución de concentración, es decir, de manera que se forme hidrógeno. Con ello, el equilibrio químico se desplaza hacia la izquierda, favoreciéndose la formación de hidrógeno y de nitrógeno.
• Si disminuye la concentración de NH₃ ([NH₃]↓), el equilibrio evoluciona en el sentido que contrarreste esa disminución de concentración, es decir, de manera que se forme amoniaco. Con ello, el equilibrio químico se desplaza hacia la derecha, favoreciéndose la formación de amoniaco.

2. Variación de la Temperatura

¿Cómo responde un equilibrio químico ante una variación de la temperatura?

Para la reacción de síntesis de amoniaco, con su entalpía de reacción:

N₂ (g) + 3 H₂ (g) ⇌ 2 NH₃ (g) ΔH < 0

Según la reacción escrita, el sentido directo (hacia la derecha) es exotérmico (ΔH < 0), lo que significa que libera calor. Por el contrario, el sentido inverso (hacia la izquierda) es endotérmico (ΔH > 0), lo que implica que absorbe calor.

• Si aumenta la temperatura (T↑), el equilibrio evoluciona en el sentido que contrarreste ese aumento de temperatura, es decir, de manera que la temperatura no siga aumentando. Con ello, el equilibrio se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica (hacia la izquierda en este caso).
• Si disminuye la temperatura (T↓), el equilibrio evoluciona en el sentido que contrarreste esa disminución de temperatura, es decir, de manera que la temperatura no siga disminuyendo. Con ello, el equilibrio se desplaza en el sentido de la reacción exotérmica (hacia la derecha en este caso).

3. Variación de la Presión (por Cambio de Volumen)

¿Cómo responde un equilibrio químico ante una variación de presión, debida a un cambio de volumen?

Consideremos nuevamente la reacción de síntesis de amoniaco:

N₂ (g) + 3 H₂ (g) ⇌ 2 NH₃ (g)

En esta reacción, hay 4 moles de gases en los reactivos (1 de N₂ + 3 de H₂) y 2 moles de gases en los productos (2 de NH₃).

• Si aumenta la presión (P↑), lo cual ocurre si el volumen disminuye (V↓) (según P = nRT/V), entonces aumenta la concentración molar, es decir, el número de partículas por unidad de volumen. Ante esto, el equilibrio evoluciona de forma que contrarreste ese aumento del número de partículas por unidad de volumen, es decir, de manera que disminuya el número de partículas por unidad de volumen. Esto se logra desplazando el equilibrio químico hacia donde hay menor número de moles gaseosos. En la reacción de síntesis de amoniaco, el equilibrio se desplaza hacia la derecha (de 4 moles a 2 moles).
• Si disminuye la presión (P↓), lo cual ocurre si el volumen aumenta (V↑), entonces disminuye la concentración molar, es decir, el número de partículas por unidad de volumen. Ante esto, el equilibrio evoluciona de forma que contrarreste esa disminución del número de partículas por unidad de volumen, es decir, de manera que aumente el número de partículas por unidad de volumen. Esto se logra desplazando el equilibrio químico hacia donde hay mayor número de moles gaseosos. En la reacción de síntesis de amoniaco, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (de 2 moles a 4 moles).
• Si el número de moles gaseosos en los reactivos es igual al de los productos, los cambios de presión debidos a variaciones de volumen no afectan al equilibrio.

4. Adición de un Gas Inerte y Efecto del Catalizador

4.1. Adición de un Gas Inerte (Volumen Constante)

¿Cómo responde un equilibrio químico ante la adición de un gas inerte, manteniendo constante el volumen?

Al añadir un gas inerte a volumen constante, el número total de moles (n_total) aumenta, lo que provoca un aumento de la presión total del sistema. Sin embargo, dado que el volumen es constante, las concentraciones molares (y, por ende, las presiones parciales) de las especies reaccionantes no se modifican. Por lo tanto, el equilibrio no se ve afectado.

4.2. Efecto de un Catalizador

La presencia de un catalizador en un equilibrio químico no altera la posición del equilibrio. Su única función es modificar la velocidad tanto de la reacción directa como de la inversa, permitiendo que las concentraciones de equilibrio se alcancen en menor tiempo.