El amoníaco, NH3, tiene un olor característico y penetrante. Pero, a pesar de su desagradable olor, es importante desde el punto de vista industrial, ya que es un ingrediente fundamental en muchos fertilizantes, fibras sintéticas y plásticos. Se produce en una reacción reversible. En condiciones atmosféricas normales, el rendimiento del amoníaco sería muy bajo. Pero, si cambiamos las condiciones y utilizamos el principio de Le Chatelier, podemos aumentar el rendimiento drásticamente.
El principio de Le Chatelier es una explicación de cómo los sistemas en equilibrio dinámico responden a las condiciones cambiantes. Afirma que si las condiciones de un sistema cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.
- Este artículo trata sobre el principio de Le Chatelier en química.
- Empezaremos por ver las reacciones reversibles y el equilibrio dinámico, antes de explorar qué es el principio de Le Chatelier y cómo se puede utilizar.
- A continuación, veremos cómo los factores externos afectan los equilibrios, de acuerdo con el principio de Le Chatelier.
- Por último, investigaremos la importancia del equilibrio en la industria y veremos algunos ejemplos de reacciones reversibles utilizadas en la industria.
Antes de profundizar en el principio de Le Chatelier, repasemos rápidamente las reacciones reversibles y el equilibrio.
Ley o principio de Le Chatelier
Como habrás deducido, la ley de Le Chatelier depende de las reacciones reversibles y del equilibrio. Empezaremos por ver las reacciones reversibles.
Reacciones reversibles
Las reacciones reversibles son reacciones que forman productos que, en otras condiciones, pueden reaccionar juntos para formar de nuevo los reactivos originales. (Consulta el apartado equilibrio químico para obtener más información).
Hay algunos términos relativos a las reacciones reversibles que debes conocer:
La reacción que va de izquierda a derecha, o de los reactivos a los productos, se llama reacción directa.
La reacción que va de derecha a izquierda, o de los productos a los reactivos, se llama reacción inversa.
Si hay más sustancias que reaccionan por la reacción directa que por la reacción inversa, decimos que la reacción directa está favorecida y que el equilibrio se ha desplazado hacia la derecha.
Si hay más sustancias que reaccionan por la reacción inversa que por la directa, decimos que la reacción inversa está favorecida y que el equilibrio se ha desplazado hacia la izquierda.
Equilibrio dinámico
Cuando se inicia una reacción reversible, las concentraciones de reactivos y productos cambian constantemente. Pero si dejas la reacción en un sistema cerrado, finalmente las concentraciones se estabilizan. Cuando esto ocurre, decimos que la reacción ha alcanzado el equilibrio dinámico.
El equilibrio dinámico es un estado de una reacción reversible, en el que las concentraciones de productos y reactivos permanecen constantes, y las velocidades de las reacciones directas e inversas son las mismas.
Los equilibrios químicos son ejemplos de equilibrios dinámicos. Esto significa que tanto las reacciones directas como las inversas se producen constantemente. Pero, como se producen a la misma velocidad, sus efectos se anulan mutuamente; parece que no hay reacción global. En un equilibrio dinámico, aunque los productos y los reactivos se descomponen y reforman constantemente, los niveles globales de cada especie no cambian.
¿Qué pasa si queremos más productos de los que el sistema nos da actualmente? Podemos manipular el equilibrio utilizando el principio de Le Chatelier. Lo veremos a continuación.
Desplazamiento del equilibrio
Como ya hemos explicado al comienzo, el principio de Le Chatelier explica cómo responden los equilibrios a las condiciones cambiantes. Afirma que la perturbación de un equilibrio (por ejemplo), mediante el cambio de sus condiciones o del entorno, desplaza la posición del equilibrio para favorecer el lado de la reacción que reduce la perturbación y se opone al cambio.
Veámoslo con un ejemplo:
Imagina que eres el encargado de dejar entrar a la gente en un restaurante. El restaurante solo puede tener un número determinado de comensales en un momento dado: está limitado por su número de asientos. En los momentos de mayor afluencia, esto significa que algunas personas tienen que hacer cola fuera y esperar para entrar.
Sin embargo, para maximizar los beneficios, lo ideal es que haya el mayor número posible de personas comiendo dentro del restaurante. A las 2 termina una gran fiesta y muchos comensales se van a la vez. Las condiciones han cambiado: de repente hay mucha menos gente dentro. Para llenar los asientos vacíos, abres las puertas y dejas entrar a mucha gente de golpe. Para compensar la alteración causada por la salida simultánea de mucha gente, se deja entrar a más personas y, así, se contrarrestar el cambio.
Alterar las condiciones de un equilibrio hace que este reaccione, en respuesta. Hay varias formas de perturbar el equilibrio. Entre ellas están:
Factores que modifican el equilibrio químico
Efecto de la temperatura
Empezaremos por ver cómo afecta la temperatura a un equilibrio. Recuerda que el principio de Le Chatelier establece que el cambio de las condiciones de un equilibrio hace que la reacción se desplace para oponerse al cambio.
¿Puedes predecir qué ocurrirá si aumentas la temperatura de un equilibrio dinámico?: El sistema intentará disminuir o aumentar la temperatura para oponerse al cambio. Si aumenta la temperatura, estaría favoreciendo la reacción endotérmica, la que toma calor como energía.
Nuestro cuerpo hace lo mismo: cuando tenemos calor, empezamos a sudar para regular la temperatura; entonces, necesitamos una reacción endotérmica, la evaporación del agua, para deshacernos de la energía térmica sobrante. En cambio, si tenemos frío, tiritamos para dar lugar a una reacción exotérmico para producir la energía necesaria para volver a la temperatura ideal.
Aquí tienes un ejemplo de una reacción y su cambio de temperatura:
Observa esta ecuación para el equilibrio entre el nitrógeno, el hidrógeno y el amoníaco:
$$N_{2\ (g)}+3H_{2\ (g)}\rightleftharpoons 2NH_{3\ (g)}\Delta H=-92\frac{kJ}{mol}$$
¿Producimos más amoniaco si aumentamos la temperatura?
La reacción directa es exotérmica, mientras que la reacción inversa es endotérmica. Esto lo sabemos por el signo de la entalpía; entonces, podemos deducir lo siguiente:
- El aumento de la temperatura favorece la reacción endotérmica inversa y hace que el equilibrio se desplace hacia la izquierda. Esto se opondrá al cambio, al disminuir la temperatura formando más nitrógeno e hidrógeno.
- La disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica directa y hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha. Esto se opondrá al cambio, aumentando la temperatura y formando más amoniaco.
Por lo tanto, para producir más amoniaco hay que disminuir la temperatura.
Efecto de la presión
Siempre que estén a la misma temperatura y en el mismo recipiente de volumen, todos los gases tienen la misma presión por mol. La presión se debe a que las moléculas del gas chocan aleatoriamente con las paredes del recipiente. Ahora, imaginemos que aumentamos la presión del sistema: para oponerse a este cambio, el sistema intentará reducir la presión disminuyendo el número de colisiones que se producen. El sistema no puede cambiar la velocidad de las partículas ni la frecuencia de sus colisiones, pero sí puede reducir la presión disminuyendo el número de moléculas de gas en el sistema.A menor cantidad de moléculas, menos colisiones. Sencillo, ¿verdad? Por tanto:
- Aumentar la presión favorece la reacción que produce menos moles de gas.
- Por otro lado, la disminución de la presión favorece la reacción que produce un mayor número de moles de gas.
Observa, de nuevo, esta ecuación:
$$N_{2\ (g)}+3H_{2\ (g)}\rightleftharpoons 2NH_{3\ (g)}\Delta H=-92\frac{kJ}{mol}$$
¿Necesitamos una presión mayor o menor para producir más amoniaco?
La reacción directa produce dos moles de gas; la reacción inversa produce cuatro moles de gas. Entnces, podemos decir lo siguiente:
- El aumento de la presión favorecerá la reacción directay desplazará el equilibrio hacia la derecha.
- Esto se debe a que la reacción directa produce menos moles de gas que la reacción inversa. Por lo tanto, se produce más amoníaco.
- Esto se opondrá al cambio reduciendo la presión. La disminución de la presión favorecerá la reacción inversay desplazará el equilibrio hacia la izquierda, formando nitrógeno y hidrógeno.
- Esto se debe a que la reacción inversa produce un mayor número de moles de gas que la reacción directa. Así, se opondrá al cambio al aumentar la presión.
Aquí hay que tener en cuenta dos cosas:
- En primer lugar, cambiar la presión solo afecta al equilibrio de las especies gaseosas.
- Puedes ignorar los moles de sólidos o líquidos en la ecuación.
- En segundo lugar, cambiar la presión no tendrá ningún efecto sobre el equilibrio gaseoso, si ambas reacciones producen el mismo número de moles de gas.
- No hay forma de disminuir el número de moles de gas en el sistema: no importa qué reacción se favorezca, el equilibrio no cambiará.
Efecto de la concentración
¿Qué ocurre cuando se disminuye la concentración de una sustancia? Esencialmente, tienes menos moléculas en el mismo volumen. Esto es lo que ocurre cuando muchos comensales abandonan el restaurante. Para contrarrestar la perturbación causada por el cambio de condiciones, hay que dejar entrar a más gente, es decir, hay que aumentar la concentración de esa sustancia.
Por ejemplo, si disminuimos la concentración de los productos, el equilibrio se desplazará para favorecer la reacción directa para que la concentración de productos vuelva a subir. Si disminuimos la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará para favorecer la reacción inversa, para que la concentración de los reactivos vuelva a subir.
También puedes pensar en lo que ocurriría si aumentaras una de las concentraciones; por ejemplo, la de los reactantes. La reacción directa aumentaría para intentar utilizar algunas de las moléculas de reactivos adicionales. Puedes ver esto en el diagrama de abajo, donde la flecha en negrita muestra la reacción favorecida.
Aquí está la ecuación para el equilibrio que implica al amoníaco (de nuevo):
$$N_{2\ (g)}+3H_{2\ (g)}\rightleftharpoons 2NH_{3\ (g)}\Delta H=-92\frac{kJ}{mol}$$
Podemos decir lo siguiente:
- El aumento de la concentración de nitrógeno y/o hidrógeno favorecerá la reacción directa y desplazará el equilibrio hacia la derecha. Al aumentar la concentración de nitrógeno y/o hidrógeno, se favorecerá la reacción directa y se desplazará el equilibrio hacia la derecha.
- La disminución de la concentración de nitrógeno y/o hidrógeno favorecerá la reacción inversa y desplazará el equilibrio hacia la izquierda. Esto se opondrá al cambio, formando más nitrógeno e hidrógeno y aumentando su concentración.
Por lo qu,e según lo que hemos visto, para producir más amoníaco necesitamos una presión alta, baja temperatura y un exceso de nitrógeno o hidrógeno.
Los catalizadores
Los catalizadores no afectan a la posición de equilibrio. Esto se debe a que aceleran tanto la reacción directa como la reacción inversa a la misma velocidad. Sin embargo, añadir un catalizador es útil, porque acelera la velocidad de reacción y disminuye el tiempo que tarda un sistema en alcanzar el equilibrio dinámico.
Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad de la reacción, sin agotarse ni modificarse en el proceso.
Importancia del equilibrio químico
Sin duda alguna, el equilibrio químico es esencial para el funcionamiento de un sinfín de procesos fisiológicos fundamentales de los seres vivos y para los procesos dinámicos de la naturaleza.
Más recientemente, el equilibrio químico ha sido uno de los pilares del desarrollo industrial. Aunque los ejemplos son innumerables, vamos a ver algunos procesos específicos que cuyo éxito depende de que se establezca un equilibrio químico o de que este sea alterado con un objetivo particular:
La cerveza: durante su producción, es sometida a tiempos y velocidades de fermentación específicos que la dotan de características sensoriales (aroma, olor y sabor) deseadas. Al manipular el tiempo y la velocidad de la fermentación de forma premeditada, se altera el equilibrio químico de determinadas sustancias la que componen.
Los alimentos enlatados: requieren de condiciones específicas para evitar que ocasionen daños a la salud de los consumidores por procesos de descomposición indeseados. Para evitar esto, la industria alimenticia hace uso de conservantes que prologan la vida útil de los alimentos, manteniendo el equilibrio químico algunas de las sustancias presentes en estos alimentos.
Perfumes: para producirlos la industria cosmética hace uso de cantidades exactas de determinadas sustancias. Así logran reacciones en equilibrio químico que aseguran productos con aromas de larga duración.
Asimismo, muchos avances biotecnológicos no habrían sido posibles sin el desarrollo teórico y experimental del equilibrio químico. Un ejemplo representativo es la disminución de la temperatura corporal durante las operaciones de corazón. Esta alteración del equilibrio químico del cuerpo es un procedimiento necesario para disminuir la actividad de los procesos metabólicos y, de esta manera, evitar o minimizar los daños potenciales derivados de la intervención quirúrgica.
Le Chatelier - Puntos clave
- El principio de Le Chatelier establece que el cambio de las condiciones de una reacción de equilibrio hace que el equilibrio se desplace para oponerse al cambio.
- El aumento de la temperatura de una reacción de equilibrio favorece la reacción endotérmica, mientras que la disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica.
- El aumento de la presión de una reacción de equilibrio favorece la reacción que produce menos moles de gas, mientras que la disminución de la presión favorece la reacción que produce el mayor número de moles de gas.
- El aumento de la concentración de los reactivos favorece la reacción directa, mientras que el aumento de la concentración de los productos favorece la reacción inversa.
- Los catalizadores no afectan a la posición de equilibrio, ya que aceleran las reacciones directa e inversa a la misma velocidad. Sin embargo, añadir un catalizador es útil porque acelera el tiempo que tarda un sistema en alcanzar el equilibrio dinámico.
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