Principio de Le Chatelier

Las concentraciones finales de equilibrio en cualquier reacción dependen de las concentraciones o presiones parciales iniciales de los reactivos y productos y la temperatura, ya que una variación de la temperatura modifica el valor de la constante de equilibrio.

Henry Le Chatelier, en 1854, enunció el principio que lleva su nombre y que permite predecir cualitativamente el efecto que produce sobre el equilibrio la modificación de alguno o varios de los factores mencionados. Este principio establece que:

Si un sistema en equilibrio se somete a una perturbación, en el sistema tendrá lugar un cambio que se opondrá a la perturbación anterior.

Variaciones de la temperatura

Si consideramos la energía calorífica como un reactivo o un producto, es fácil evaluar, basándose en el principio de Le Chatelier, en qué sentido se favorece la reacción al aumentar la temperatura. Por ejemplo, en la reacción exotérmica:

un aumento de temperatura favorece la descomposición del óxido de mercurio. La reacción se desplaza hacia la izquierda y la constante de equilibrio disminuye.

En la reacción endotérmica:

al aumentar la temperatura, aumenta la formación de ozono y la constante de equilibrio se hace mayor.

Un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia el sentido en que el sistema absorbe energía calorífica, y una disminución de temperatura provoca el desplazamiento en la dirección en que el sistema desprende energía calorífica. Es la única modificación que altera la constante de equilibrio.

La relación cuantitativa entre la temperatura y la constante de equilibrio puede deducirse de las expresiones de Arrhenius que nos daban la relación entre la constante de velocidad y la temperatura. La expresión matemática es:

y nos permite calcular la constante de equilibrio, K_p, a una temperatura si se conoce su valor a otra temperatura, siempre que ΔH° no varíe significativamente en el intervalo de temperatura.

Variaciones de la concentración

Cuando se modifica la concentración de un reactivo o de un producto, las velocidades de las reacciones directa e inversa se ajustan de modo que cambian las concentraciones de los otros reactivos y productos, si bien el valor de la constante de equilibrio permanece constante. Por ejemplo, en la reacción:

si una vez alcanzado el equilibrio se añade más HCl, el precipitado de SbOCl se disuelve y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Si añadimos agua, aparece de nuevo el precipitado.

Efecto de ta variación de concentración en un equilibrio químico.

Variaciones de la presión

Un aumento de presión desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción que produce menor número de moléculas gaseosas, y, al contrario, una disminución de presión desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción que produce mayor número de moléculas gaseosas.

En la reacción de descomposición del PCI₅, un aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la izquierda:

y una disminución de la presión desplaza el equilibrio hacia la derecha:

Las variaciones de la presión no producen un desplazamiento del equilibrio en aquellas reacciones en fase gaseosa, en las que el número de moles de los reactivos es igual al número de moles de los productos, es decir, Δn = 0.

Efecto de la variación de presión en un equilibrio químico.

Influencia de los catalizadores

Un catalizador modifica tanto la velocidad de la reacción directa como la velocidad de la reacción inversa, pero no afecta a la función ΔG de la que depende el equilibrio químico. De manera que un catalizador es incapaz de modificar el equilibrio; sólo consigue alcanzar en menor tiempo este estado de equilibrio.