El principio de Le Chatelier
Cuando llegas a una estalactita de las grutas de Cacahuamilpa, ves roca que crece gota a gota. ¿Cómo es posible que una reacción reversible "decida" depositar roca justo en el techo de la cueva? La respuesta está en un principio sencillo: cuando se molesta a un equilibrio, éste reacciona para contrarrestar la molestia. Al final de la página volveremos a la gruta.
Un equilibrio perturbado
En un equilibrio dinámico la reacción directa y la inversa ocurren a la misma velocidad, y las concentraciones se mantienen constantes. Pero ese estado no es indestructible: si cambias las condiciones, el sistema sale del equilibrio y evoluciona hasta alcanzar uno nuevo.
Piensa en un tianguis con dos filas de gente que cruzan de un lado a otro. Si de pronto llegan más personas a un lado, más gente cruza hacia el otro hasta que el flujo se vuelve a igualar. El sistema "compensa" el exceso.
Usaremos siempre esta convención: desplazarse a la derecha significa que se favorece la reacción directa (se forman más productos); a la izquierda, la inversa (se forman más reactivos).
Cambios de concentración
Si agregas una sustancia, el sistema consume parte de ella: se desplaza hacia el lado contrario a donde la agregaste. Si retiras una sustancia, el sistema produce más de ella: se desplaza hacia el lado donde la quitaste.
| Perturbación | Desplazamiento |
|---|---|
| Aumenta [reactivo] | Derecha (→) |
| Disminuye [reactivo] | Izquierda (←) |
| Aumenta [producto] | Izquierda (←) |
| Disminuye [producto] | Derecha (→) |
¿Por qué? Con la teoría de colisiones: más reactivo significa más choques efectivos de la reacción directa, que se acelera por un momento hasta que la inversa la alcanza con los nuevos productos. Retirar un producto hace lo contrario: la inversa pierde choques y gana la directa.
En las grutas de Cacahuamilpa (Guerrero) las estalactitas crecen gracias a un equilibrio natural: el agua disuelve el carbonato de calcio de la roca en presencia de…
En las grutas de Cacahuamilpa (Guerrero) las estalactitas crecen gracias a un equilibrio natural: el agua disuelve el carbonato de calcio de la roca en presencia de $\text{CO}_2$, $\text{CaCO}_3 + \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{Ca}(\text{HCO}_3)_2$, y cuando la gota llega al interior de la gruta parte del $\text{CO}_2$ escapa al aire. Explica, con el principio de Le Chatelier, por qué el escape de $\text{CO}_2$ provoca que se deposite $\text{CaCO}_3$ sólido (la estalactita).
Cambios de presión y volumen
La presión solo importa cuando hay gases. Si comprimes el recipiente (aumentas la presión), las moléculas quedan más apretadas y el sistema busca reducir esa presión: se desplaza hacia el lado con menos moles de gas. Si aumentas el volumen (baja la presión), se desplaza hacia el lado con más moles de gas.
¿Por qué? La presión de un gas depende del número de partículas que chocan con las paredes: menos moles de gas, menos choques, menos presión.
| Perturbación | Desplazamiento |
|---|---|
| Aumenta la presión (disminuye V) | Hacia el lado con menos moles de gas |
| Disminuye la presión (aumenta V) | Hacia el lado con más moles de gas |
| Moles de gas iguales en ambos lados | No hay desplazamiento |
En la síntesis industrial del amoniaco, $\text{N}2 + 3\ \text{H}2 \rightleftharpoons 2\ \text{NH}3$, predice con el principio de Le Chatelier qué efecto tiene aumentar…
En la síntesis industrial del amoniaco, $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightleftharpoons 2\ \text{NH}_3$, predice con el principio de Le Chatelier qué efecto tiene aumentar la presión del reactor sobre el rendimiento de amoniaco. Justifica tu respuesta contando los moles de gas a cada lado de la ecuación.
Cambios de temperatura
La temperatura es la única perturbación que cambia el valor de la constante de equilibrio $K_c$. Para predecir el sentido del desplazamiento, trata el calor como un reactivo o un producto:
-
Reacción exotérmica ($\Delta H < 0$): libera calor. Escríbela como $\text{reactivos} \rightleftharpoons \text{productos} + \text{calor}$.
-
Reacción endotérmica ($\Delta H > 0$): absorbe calor. $\text{reactivos} + \text{calor} \rightleftharpoons \text{productos}$.
Entonces calentar es "agregar calor" y enfriar es "quitar calor", y se aplica la misma lógica que con la concentración.
| Reacción directa | Calentar | Enfriar |
|---|---|---|
| Exotérmica | Izquierda (←) | Derecha (→) |
| Endotérmica | Derecha (→) | Izquierda (←) |
¿Por qué? Al calentar, el sistema favorece la reacción que absorbe calor y así se "enfría" a sí mismo; al enfriar, favorece la que libera calor.
El dióxido de nitrógeno, de color café, está en equilibrio con el tetróxido de dinitrógeno, incoloro: $2\ \text{NO}2 \rightleftharpoons \text{N}2\text{O}4$, con…
El dióxido de nitrógeno, de color café, está en equilibrio con el tetróxido de dinitrógeno, incoloro: $2\ \text{NO}_2 \rightleftharpoons \text{N}_2\text{O}_4$, con $\Delta H < 0$ (exotérmica). Un tubo sellado con esta mezcla se introduce primero en agua caliente y después en hielo picado. Predice en cuál baño el gas se oscurece y en cuál se aclara, y justifícalo con el principio de Le Chatelier tratando el calor como un participante más de la reacción.
El catalizador no desplaza el equilibrio
Un catalizador baja la energía de activación de la reacción directa y de la inversa por igual. Las dos se aceleran en la misma proporción, así que el equilibrio se alcanza más rápido, pero las concentraciones finales son las mismas y $K_c$ no cambia.
Por eso en una planta de amoniaco se usa un catalizador de hierro: no aumenta el rendimiento, pero permite que el equilibrio se alcance en minutos y no en años.
Resumen de perturbaciones
| Perturbación | El sistema se desplaza... | ¿Cambia $K_c$? |
|---|---|---|
| Añadir reactivo | → (derecha) | No |
| Añadir producto | ← (izquierda) | No |
| Subir la presión | Hacia menos moles de gas | No |
| Calentar (endotérmica) | → | Sí, aumenta |
| Calentar (exotérmica) | ← | Sí, disminuye |
| Catalizador | No se desplaza | No |
Vuelve al principio: en la gruta de Cacahuamilpa, el agua con $\text{CO}_2$ disuelve la roca en $\text{CaCO}_3 + \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{Ca}(\text{HCO}_3)_2$. Cuando la gota llega al interior y escapa $\text{CO}_2$ al aire, disminuye un reactivo: el equilibrio se desplaza a la izquierda y se deposita $\text{CaCO}_3$ sólido. Gota a gota, esa pequeña perturbación construye la estalactita.