El químico francés Henri Louis Le Chatelier creó una de las leyes de la química más conocidas que predice la respuesta del sistema químico en equilibrio cuando se expone a una alteración.
Con los resultados de sus estudios, formuló una generalización para el equilibrio químico que establece lo siguiente:
"Cuando un factor externo actúa sobre un sistema en equilibrio, se mueve, siempre en el sentido de minimizar la acción del factor aplicado".
Cuando se altera el equilibrio de un sistema químico, el sistema actúa para minimizar esta alteración y restaurar la estabilidad.
Por tanto, el sistema presenta:
- un estado inicial de equilibrio.
- un estado "desequilibrado" con el cambio de un factor.
- un nuevo estado de equilibrio que se opone al cambio.
Ejemplos de alteraciones externas que pueden afectar el equilibrio químico son:
| Factor | Disturbio | Está hecho |
|---|---|---|
| Concentración | Incrementar | Consume la sustancia |
| Disminución | la sustancia se produce | |
| Presión | Incrementar | Se mueve al volumen más pequeño |
| Disminución | Se mueve al volumen más alto | |
| Temperatura | Incrementar | Absorbe el calor y cambia la constante de equilibrio |
| Disminución | Libera calor y cambia la constante de equilibrio | |
| Catalizador | Presencia | La reacción se acelera |
Este principio es de gran importancia para la industria química, ya que las reacciones pueden manipularse y hacer que los procesos sean más eficientes y económicos.
Un ejemplo de esto es el proceso desarrollado por Fritz Haber, que, utilizando el principio de Le Chatelier, creó económicamente una ruta para la producción de amoníaco a partir del nitrógeno atmosférico.
A continuación, veremos el equilibrio químico de acuerdo con la ley de Chatelier y cómo las perturbaciones pueden alterarlo.
conocer más sobre:
- Equilibrio químico
- Equilibrio iónico
- Indicadores ácido-base
Efecto de concentración
Cuando hay un equilibrio químico, el sistema está equilibrado.
El sistema en equilibrio puede sufrir una perturbación cuando:
- Aumentamos la concentración de un componente de la reacción.
- Bajamos la concentración de un componente de la reacción.
Cuando agregamos o eliminamos una sustancia de la reacción química, el sistema se opone al cambio, consumiendo o produciendo más de ese compuesto para que se restablezca el equilibrio.
Las concentraciones de reactivos y productos cambian para adaptarse a un nuevo equilibrio, pero la constante de equilibrio permanece igual.
Ejemplo:
En el equilibrio:
La reacción tiene una mayor concentración de productos, porque por el color azul de la solución vemos que el [complejo CoCl4]-2 predomina.
El agua también es producto de la reacción directa y cuando aumentamos su concentración en la solución, el sistema se opone al cambio, provocando que el agua y el complejo reaccionen.
El equilibrio se desplaza hacia la izquierda, invierte la dirección de la reacción y hace que aumente la concentración de reactivos, cambiando el color de la solución.
Efecto de la temperatura
El sistema en equilibrio puede sufrir una perturbación cuando:
- Hay un aumento en la temperatura del sistema.
- Hay una disminución en la temperatura del sistema.
Al agregar o quitar energía de un sistema químico, el sistema se opone al cambio, absorbiendo o liberando energía para que se restablezca el equilibrio.
Cuando el sistema varía la temperatura, el equilibrio químico cambia de la siguiente manera:
Al aumentar la temperatura, se favorece la reacción endotérmica y el sistema absorbe calor.
Por otro lado, cuando se baja la temperatura, se favorece la reacción exotérmica y el sistema libera calor.
Ejemplo:
En equilibrio químico:
Cuando colocamos el tubo de ensayo que contiene este sistema en un vaso de precipitados con agua caliente, la temperatura del sistema aumenta y el equilibrio cambia, formando más productos.
Esto se debe a que la reacción directa es endotérmica y el sistema se restablecerá absorbiendo calor.
Además, las variaciones de temperatura también alteran las constantes de equilibrio.
efecto de presión
El sistema en equilibrio puede sufrir una perturbación cuando:
- Hay un aumento en la presión total del sistema.
- Hay una disminución en la presión total del sistema.
Cuando aumentamos o disminuimos la presión de un sistema químico, el sistema se opone al cambio, desplazando el equilibrio en el sentido de menor o mayor volumen respectivamente, pero no cambia la constante de equilibrio.
Cuando el sistema varía el volumen, minimiza la acción de la presión aplicada, de la siguiente manera:
Cuanto mayor sea la presión aplicada al sistema, habrá una contracción del volumen y el equilibrio se desplazará hacia el menor número de moles.
Sin embargo, si la presión disminuye, el sistema se expande, aumentando el volumen y la dirección de la reacción se desplaza hacia la que tiene el mayor número de moles.
Ejemplo:
Las células de nuestro cuerpo reciben oxígeno a través del equilibrio químico:
Este sistema se establece cuando el oxígeno del aire que respiramos entra en contacto con la hemoglobina presente en la sangre, dando lugar a la oxihemoglobina, que transporta el oxígeno.
Cuando una persona sube a una montaña, cuanto mayor es la altitud, menor es la cantidad y la presión parcial de O2 en el aire.
El equilibrio que transporta el oxígeno en el cuerpo se desplaza hacia la izquierda y reduce la cantidad de oxihemoglobina, comprometiendo la cantidad de oxígeno que reciben las células.
El resultado de esto es la aparición de mareos y fatiga, que incluso pueden provocar la muerte.
El cuerpo intenta reaccionar produciendo más hemoglobina. Sin embargo, este es un proceso lento, que requiere un ajuste en altitud.
Por lo tanto, las personas que pueden escalar el Monte Everest son las que mejor se adaptan a las alturas extremas.
Catalizadores
El uso de un catalizador interfiere con la velocidad de reacción, tanto en la reacción directa como en la inversa.
Para que ocurra una reacción, es necesario alcanzar una energía mínima para que las moléculas choquen y reaccionen de manera efectiva.
El catalizador, cuando se inserta en el sistema químico, actúa disminuyendo esta energía de activación formando un complejo activado y creando un camino más corto para alcanzar el equilibrio químico.
Al incrementar igualmente las velocidades de reacción, se reduce el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, como se puede apreciar en las siguientes gráficas:
Sin embargo, el uso de catalizadores no cambia el rendimiento de la reacción ni la constante de equilibrio porque no interfiere con la composición de la mezcla.
síntesis de amoniaco
Los compuestos a base de nitrógeno son ampliamente utilizados en fertilizantes agrícolas, explosivos, medicamentos, entre otros. Debido a este hecho, se producen millones de toneladas de compuestos nitrogenados, como el amoníaco NH3, NH nitrato de amonio4EN EL3 y urea H2NCONH2.
Debido a la demanda mundial de compuestos nitrogenados, principalmente para actividades agrícolas, el salitre NaNO de Chile3, principal fuente de compuestos nitrogenados, fue la más utilizada hasta principios del siglo XX, pero el salitre natural no podría abastecer la demanda actual.
Es interesante notar que el aire atmosférico es una mezcla de gases, compuesta por más del 70% de nitrógeno N2. Sin embargo, debido a la estabilidad del triple enlace se convierte en un proceso muy difícil romper este enlace para formar nuevos compuestos.
La solución a este problema fue propuesta por el químico alemán Fritz Haber. La síntesis de amoniaco propuesta por Haber aporta el siguiente equilibrio químico:
Para ser implementado industrialmente, este proceso fue perfeccionado por Carl Bosch y es el más utilizado hasta la fecha para capturar nitrógeno del aire con un enfoque en la obtención de compuestos nitrogenados.
Utilizando el principio de Le Chatelier, el equilibrio químico se puede incrementar cuando:
Agregar H2 y hace que el sistema se oponga al cambio y reaccione para reducir la concentración de ese reactivo.
Por lo tanto, H2 y no2 se consumen simultáneamente para producir más producto y crear un nuevo estado de equilibrio.
Asimismo, al agregar más nitrógeno, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Industrialmente, el equilibrio se desplaza por la eliminación continua de NH3 del sistema mediante licuefacción selectiva, aumentando el rendimiento de la reacción, ya que el equilibrio a restablecer tiende a formar más producto.
La síntesis de Haber-Bosch es una de las aplicaciones más importantes de los estudios de equilibrio químico.
Debido a la relevancia de esta síntesis, Haber recibió el Premio Nobel de Química en 1918 y Bosch recibió el Premio en 1931.
Ejercicios de cambio de equilibrio
Ahora que sabe cómo interpretar los cambios que pueden ocurrir en el equilibrio químico, utilice estas preguntas vestibulares para poner a prueba sus conocimientos.
1. (UFPE) Los antiácidos más adecuados deben ser aquellos que no reduzcan demasiado la acidez en el estómago. Cuando la reducción de la acidez es demasiado grande, el estómago segrega un exceso de ácido. Este efecto se conoce como la "revancha ácida". ¿Cuáles de los siguientes elementos podrían estar asociados con este efecto?
a) La ley de conservación de energía.
b) El principio de exclusión de Pauli.
c) El principio de Le Chatelier.
d) El primer principio de la termodinámica.
e) Principio de incertidumbre de Heisenberg.
Alternativa correcta: c) Principio de Le Chatelier.
Los antiácidos son bases débiles que actúan aumentando el pH del estómago y, en consecuencia, disminuyendo la acidez.
La disminución de la acidez se produce al neutralizar el ácido clorhídrico presente en el estómago. Sin embargo, al reducir demasiado la acidez, puede crear un desequilibrio en el cuerpo, ya que el estómago trabaja en un ambiente ácido.
Como establece el principio de Le Chatelier, cuando un sistema de equilibrio se expone a una perturbación, habrá oposición a este cambio de modo que se restablezca el equilibrio.
De esta manera, el cuerpo producirá más ácido clorhídrico produciendo el efecto de "revancha ácida".
Los otros principios presentados en las alternativas tratan de:
a) La ley de la conservación de la energía: en una serie de transformaciones se conserva la energía total del sistema.
b) El principio de exclusión de Pauli: en un átomo, dos electrones no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos.
d) El primer principio de la termodinámica: la variación de la energía interna del sistema es la diferencia entre el calor intercambiado y el trabajo realizado.
e) El principio de incertidumbre de Heisenberg: no es posible determinar la velocidad y la posición de un electrón en un instante dado.
Respecto al sistema en equilibrio, se puede afirmar correctamente que:
a) la presencia de un catalizador afecta la composición de la mezcla.
b) la presencia de un catalizador afecta la constante de equilibrio.
c) el aumento de presión disminuye la cantidad de CH4(gramo).
d) el aumento de temperatura afecta la constante de equilibrio.
e) el aumento de temperatura disminuye la cantidad de CO(gramo) .
Alternativa correcta: d) el aumento de temperatura afecta la constante de equilibrio.
Al subir la temperatura, la reacción directa, que es endotérmica, se verá afectada, porque para restablecer el equilibrio el sistema absorberá energía y desplazará el equilibrio hacia la derecha.
Cambiando el equilibrio en la dirección directa, aumenta la cantidad de productos formados.
La constante de equilibrio es directamente proporcional a la concentración de productos: cuanto mayor es la cantidad de productos, mayor es el valor de la constante.
Podemos observar entonces, que el aumento de temperatura aumenta la cantidad de CO y H2.
El aumento de presión desplaza el equilibrio a la reacción inversa, a medida que el equilibrio se desplaza hacia el número más bajo de moles. Con eso, la cantidad de CH4 y H2El está aumentado.
El uso de catalizador no interfiere con la constante de equilibrio y la composición de la mezcla. Solo actuará para hacer que el equilibrio se logre más rápidamente.
3. (UFC) En el estudio de la acción del gas venenoso COCl2, utilizado como arma química, el proceso de descomposición se observa según la reacción:
Partiendo de una situación de equilibrio, se añadieron 0,10 mol de CO y el sistema, después de algún tiempo, alcanzó una nueva situación de equilibrio. Elija la opción que indique cómo se relacionan las nuevas concentraciones de equilibrio con las antiguas.
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| La) | nuevo> viejo | nuevo> viejo | nuevo |
| B) | nuevo> viejo | nuevo> viejo | nuevo> viejo |
| C) | nuevo | nuevo> viejo | nuevo |
| D) | nuevo> viejo | nuevo | nuevo |
| y) | mismo | mismo | mismo |
Alternativa correcta:
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| La) |
Cuando se agrega una nueva sustancia, el sistema consume esa sustancia para restablecer el equilibrio, ya que su concentración ha aumentado.
Este consumo ocurre al hacer que la sustancia reaccione con el otro compuesto, creando así más producto.
Por tanto, cuando aumentemos la concentración de CO, habrá consumo, pero no hasta el punto de convertirse menor que la concentración en el estado inicial, ya que su consumo se producirá junto con otro componente.
Ya la concentración de Cl2 se vuelve más pequeño que el inicial, ya que tuvo que reaccionar con la cantidad de CO añadido.
Desde la unión de las dos sustancias, se incrementó la concentración de COCl.2, ya que es el producto formado.
Estos cambios en el equilibrio químico se pueden ver en el siguiente gráfico:
4. (UFV) El estudio experimental de una reacción química en equilibrio demostró que el aumento de La temperatura favoreció la formación de productos, mientras que el aumento de presión favoreció la formación de reactivos. Con base en esta información, y sabiendo que A, B, C y D son gases, marque la alternativa que representa la ecuación estudiada:
| La) | ||
| B) | ||
| C) | ||
| D) | ||
| y) |
Alternativa correcta:
| La) |
A medida que aumenta la temperatura, el sistema absorbe calor para restablecer el equilibrio y, con ello, favorece la reacción endotérmica, cuyo ∆H es positivo.
Las alternativas que corresponden a favorecer la formación de productos aumentando la temperatura son: a, by d.
Sin embargo, cuando la presión aumenta, el equilibrio se desplaza hacia el volumen más pequeño, es decir, el que tiene el menor número de moles.
Para que la reacción se mueva hacia los reactivos, es necesario que esta dirección de la reacción tenga un número menor de moles en relación a los productos.
Esto solo se observa en la primera alternativa.
5. (UEMG) Las siguientes ecuaciones representan sistemas en equilibrio. ¿Cuál es el único sistema que no cambia por cambio de presión?
a) SO2 (g) + 1/2 O2 (g) ⇔ ASÍ3(gramo)
b) CO2 (g) + H2 (g) ⇔ CO(gramo) + H2O(gramo)
c) No2 (g) + 3 H2 (g) ⇔ 2 NH3(gramo)
d) 2 CO2 (g) ⇔ 2 CO(gramo) + O2 (g)
Alternativa correcta: b) CO2 (g) + H2 (g) ⇔ CO(gramo) + H2O(gramo)
Cuando un sistema cambia la presión total, el equilibrio se restablece con el cambio de volumen.
Si la presión aumenta, el volumen disminuye, cambiando el equilibrio al menor número de moles.
Por otro lado, cuando la presión disminuye, el volumen aumenta, desplazando el equilibrio hacia un mayor número de lunares.
Pero cuando se forman el mismo número de moles de sustancias y productos que reaccionan, no hay forma de cambiar el equilibrio, ya que el volumen no cambia.
Conocemos el número de moles por los coeficientes estequiométricos junto a cada sustancia.
Podemos ver esto en la ecuación alternativa
b) CO2 (g) + H2 (g) ⇔ CO(gramo) + H2O(gramo)
donde 1 mol de CO2 reacciona con 1 mol de H2 para formar 1 mol de CO y 1 mol de H2O.
En ambas direcciones de la reacción hay 2 moles, por lo que los cambios de presión no cambiarían el volumen.
Consulte más preguntas sobre el desplazamiento del equilibrio químico, con resolución comentada, en esta lista que hemos preparado: ejercicios de equilibrio químico.
¿Quién era Le Chatelier?
