Unidad Equilibrio químicoIIIº Medios

Parte 2

Principio de Le Châtelier

Toda reacción química que alcanza el equilibrioquímico no tiene un rendimiento al cien porciento, es decir, nunca se obtendrá la mayorcantidad de productos a partir de los reactivos.Esta situación puede revertirse, es decir, esposible romper el estado de equilibrio de unareacción química, al alterar algunas de lascaracterísticas del sistema químico, para obtenerla mayor cantidad de productos posibles,aspectos clave, por ejemplo, en la industriaquímica y farmacéutica.

“Si sobre un sistema enequilibrio se modificacualquiera de los factoresque influyen en unareacción química, dichosistema evolucionará en ladirección que contrarresteel efecto que causó elcambio o ruptura delequilibrio”, refiriéndoseespecíficamente a latemperatura, presión yconcentración de lasespecies participantes.

En 1884, el químico francés Henry Louis Le Châtelierenunció el principio que indica que:

Efecto de un cambio en la concentración

• Un sistema en equilibrio químico es sensible a los cambios producidos por condiciones externas .

• Cuando un sistema presenta cambio en su concentración, el equilibrio se desplaza a favor de los productos o reactantes de la siguiente manera:

• Aumento de la concentración de un reactante: equilibrio favorece la generación de productos.

• Aumento de la concentración de un producto:

equilibrio favorece la generación de reactantes.

• Disminución de la concentración de un reactante:

equilibrio favorece la formación de reactantes.

• Disminución de la concentración de un producto:

equilibrio favorece la formación de productos.

EJERCICIO• Utiliza el principio de Le Châtelier para explicar el efecto de

un cambio en la concentración de los constituyentes en el equilibrio de la siguiente reacción.

monóxido de carbono (CO), que se presenta según la

ecuación química:

2CO( g) + O2(g) ↔ 2CO2 (g)

Predice la dirección del equilibrio si:

a) Aumenta la concentración de CO( g)

b) Aumenta la concentración de CO2 (g)

c) Disminuye la concentración de O2(g)

d) Disminuye la concentración de CO2(g)

Efecto de la presión• En un sistema químico en el que participan

sustancias en estado gaseoso, se altera elequilibrio cuando se produce una variación en lapresión que lo afecta. Así, un aumento de lapresión favorecerá la reacción que implique ladisminución de volumen; en cambio, si la presióndesciende, se favorecerá la reacción en la que losproductos ocupen un volumen mayor que losreactantes. En el siguiente esquema se explicaeste proceso en la reacción de nitrógeno (𝑁2 ) ehidrógeno ( 𝐻2) gaseosos para formar amoníaco(𝑁𝐻3) , también gaseoso:

• N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)

Por lo tanto, es importante considerar, que existen tres formas de alterar la presión del sistema gaseoso:

a. Al agregar o quitar un componente del sistema.

b. Añadir un gas inerte al sistema. Este hecho solo aumenta la presión global del sistema pero no altera el equilibrio.

c. Cambiar el volumen del contenedor.

Efecto de la temperatura

• Al aumentar la temperatura de unsistema químico que se encuentra enequilibrio, este se opondrá al cambio,desplazándose en el sentido que absorbacalor, es decir, favoreciendo la reacciónendotérmica, y viceversa,si disminuye latemperatura, se favorecerá la reacciónexotérmica.

• Por lo tanto, el calor se puede considerar comoproducto de una reacción exotérmica y comoreactante para una reacción endotérmica. Porello, al adicionar calor en una reacciónexotérmica esta se desplaza hacia la izquierdapara consumir el calor añadido. Así mismo,cuando se calienta una reacción endotérmica,el equilibrio se desplaza hacia la derecha, para

consumir el calor añadido y formar mayor

cantidad de productos.

Considerando lo anteriormente expuesto, predice para cada una de las siguientes reacciones:

• ¿Qué sucede si aumenta la temperatura del sistema?

• ¿Cómo se restablecerá el equilibrio?

Actividad

1. Para la reacción

2H2S(g) + 3O2 (g) ↔ 2H2O(g) + 2SO2 (g) ΔH = –1036 kJ,

justifica cómo se verá afectado el equilibrio en estos casos.

a. Al aumentar el volumen del recipiente a

temperatura constante.

b. Al extraer 𝑆𝑂2.

c. Al incrementar la temperatura manteniendo el volumen constante.

• 2. Predice el desplazamiento del equilibrio para la siguiente reacción:

𝐻2 𝑔 + 𝐶𝑙2 𝑔 ↔ 2𝐻𝐶𝑙(𝑔) si:

a) Aumenta la concentración de 𝐻2 𝑔

b) Aumenta la concentración de 𝐻𝐶𝑙(𝑔)

c) Disminuye la concentración de 𝐶𝑙2 𝑔

d) Disminuye la concentración de 𝐻𝐶𝑙(𝑔)

3.Indica hacia dónde sedesplaza el equilibrio en lareacción entre el dióxido deazufre, y oxígeno, para formartrióxido de azufre, cuando secalienta el sistema y cuando seenfría. Considera que lareacción es exotérmica.

4. Predice hacia donde sedesplazará el equilibrio paracada uno de los siguientescasos:

a) La conversión de vapor de agua en hidrógeno y oxígeno respectivamente, en una reacción endotérmica.

b) La reacción entre ozono gaseoso, con monóxido de nitrógeno, para formar dióxido de nitrógeno, y oxígeno gaseoso, es una reacción exotérmica.