Principio de Le Chatelier

El equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico.

Equilibrio Químico

El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reactivos.

Factores que afectan al equilibrio químico

Concentración

Si varía la concentración de un sistema que en principio está en equilibrio químico, en ese sistema variarán también las concentraciones de sus componentes de manera que se contrarreste la primera variación. Con respecto a su representación mediante una ecuación estequiométrica, diremos que el equilibrio se desplazará a un lado o al otro de esa ecuación (en dirección a un miembro o al otro).

Cambio de temperatura

Si aumenta la temperatura en un sistema que en principio está en equilibrio, ese sistema se reorganizará de manera que se absorba el exceso de calor y, en la representación estequiométrica, diremos también que la reacción se desplazará en un sentido o en el otro. Hay dos tipos de variación con la temperatura:

-Reacción exotérmica: aquella reacción que libera o desprende calor.

-Reacción endotérmica: el calor se considera como un reactivo. Por lo tanto, si se aumenta la temperatura se favorece un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha y si se disminuye, hacia la izquierda

Cambio de presión

Si se eleva la presión de un sistema de gases en equilibrio, la reacción se desplaza en la dirección en la que desaparezcan moles de gas, a fin de minimizar la elevación de presión. Por el contrario, si disminuye la presión, la reacción se desplazará en el sentido en que aumenten las moles totales de gas lo que ayudará a que la presión no se reduzca. Es importante hacer notar que, a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, ya que esas bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas.

Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.

Volumen

Si se disminuye la concentración de algunos o de todos los iones que forman el precipitado, hasta el punto en el que el producto de sus concentraciones no supere el producto de solubilidad el precipitado se disolverá.

El efecto de la acidez(pH)

El principio de Le Châtelier, postulado en 1884 por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), químico industrial francés, establece que:

Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.

El término “perturbación” significa aquí un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. El principio de Le Châtelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios.

Principio de Le Chatelier

El Principio de Le Châtelier (1884) es un útil principio que da una idea cualitativa de la respuesta de un sistema de equilibrio ante cambios en las condiciones de reacción. Si un equilibrio dinámico es perturbado por cambiar las condiciones, la posición de equilibrio se traslada para contrarrestar el cambio. Por ejemplo, al añadir más S desde el exterior, se producirá un exceso de productos, y el sistema tratará de contrarrestar este cambio aumentando la reacción inversa y empujando el punto de equilibrio hacia atrás (aunque la constante de equilibrio continuará siendo la misma). Si se agrega un ácido mineral a la mezcla de ácido acético, el aumento de la concentración del ion hidronio, la disociación debe disminuir a medida que la reacción se desplaza hacia a la izquierda, de conformidad con este principio.

En el año 1918, el químico alemán Fritz Haber con sus investigaciones se derivaron, en 1913, en el proceso de producción de amoniaco a escala industrial, que aún hoy se utiliza, y que lleva su nombre: proceso Haber. Aunque existen modificaciones posteriores de este método, lo cierto es que todos están basados en el proceso Haber.

El proceso permite comprender los factores cinéticos y termodinámicos que influyen en las velocidades de reacción y en la evolución de los equilibrios químicos. Esto y la abundancia del uso del amoniaco, hacen que el proceso Haber combine muy bien la teoría con la utilidad práctica de la química.

Producción industrial de amoniaco el principio de Le chatelier en accion

Puesto que el amoniaco es un compuesto muy utilizado como materia prima. Durante la I Guerra Mundial se produjeron en los Estados Unidos grandes cantidades de amoniaco por el método de la cianamida(Cuando el carburo cálcico se calienta a 1100ºC en presencia de nitrógeno, se forma cianamida cálcica, CaCN2, que, tratada al vapor, desprende amoniaco).No obstante, la cianamida es un compuesto altamente tóxico, por lo que el procedimiento cayó en desuso.

En el proceso Haber se obtiene nitrógeno gaseoso, N2, El nitrógeno obtenido se mezcla con hidrógeno puro, conduciendo la mezcla a lo largo de unos tubos rellenos de una masa catalítica porosa, que está compuesta por óxidos de hierro y pequeñas cantidades de óxidos de potasio y aluminio.

Diagrama de la producción de amoniac0