Aplicación del principio de Le Chatelier

La importancia de las aplicaciones del principio de Le Chatelier

Los procesos industriales, como la producción de fertilizantes o la fabricación de ácido sulfúrico (H₂SO₄), giran en torno al beneficio. Éste se reduce al rendimiento frente al coste de los insumos. El principio de Le Chatelier es útil porque nos permite aumentar el rendimiento de determinados productos formados en reacciones reversibles y aumentar así el beneficio.

Sin embargo, el rendimiento no es la única consideración a la hora de llevar a cabo una reacción química. Por ejemplo, una temperatura más baja puede aumentar el rendimiento del producto deseado, pero ralentizar demasiado la velocidad de reacción para que resulte económicamente útil. O lo contrario: una mayor presión o temperatura podría aumentar el rendimiento. Sin embargo, sería costoso construir, poner en marcha y mantener plantas de producción que puedan hacer frente a estos extremos. A la hora de elegir las condiciones de reacción, también hay que tener en cuenta el precio. Por eso, las reacciones industriales de equilibrio suelen utilizar condiciones de compromiso.

Elprincipio de Le Chatelier es importante porque nos permite sopesar la entrada y la salida para encontrar la combinación más rentable de reactivos y condiciones. Sin él, muchos de nuestros procesos industriales serían mucho más ineficaces. En este artículo vamos a explorar algunos ejemplos reales de aplicaciones del principio de Le Chatelier en la industria.

Aplicaciones del principio de Le Chatelier en la industria química

A continuación veremos cuatro ejemplos diferentes de compuestos formados en reacciones industriales en las que interviene el principio de Le Chatelier:

• Metanol
• Etanol
• Ácido sulfúrico. Esta reacción se conoce como proceso de Contacto.
• Amoníaco. Esta reacción se conoce como proceso Haber.

A continuación te explicamos cómo fabricarlos.

El principio de Le Chatelier y la producción de metanol

El metanol se fabrica haciendo reaccionar gas de síntesis, que es una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno, con un catalizador de cobre. Tiene la siguiente ecuación

$$ CO(g)+2H_2(g)\rightleftharpoons CH_3OH(g)\qquad \Delta H^\circ = -91 kJ mol^{-1} $$

Ahora deberías ser capaz de predecir el efecto de determinadas condiciones sobre el rendimiento del metanol:

• La reacción de avance es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento del metanol. Sin embargo, una temperatura demasiado baja ralentiza la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 500 K.
• La reacción de avance produce menos moles de gas. Esto significa que el aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento de metanol. Sin embargo, mantener una presión elevada es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 10.000 kPa.

A continuación veremos cómo fabricar otro alcohol, el etanol.

El principio de Le Chatelier y la producción de etanol

El etanol se fabrica de dos formas distintas:

• Fermentación
• Hidratación del eteno

De los dos métodos, la hidratación del eteno es una reacción reversible, por lo que centraremos aquí nuestra atención en ella.

La hidratación del eteno utiliza un catalizador de ácido fosfórico. Tiene la siguiente ecuación

$$ C_2H_4(g)+H_2O(g) \rightleftharpoons C_2H_5OH(g)\quad \Delta H= -46kJ\space mol^{-1} $$

De la ecuación podemos deducir lo siguiente:

• La reacción de avance es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento de etanol. Sin embargo, una temperatura demasiado baja ralentiza la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 570 K.
• La reacción de avance produce menos moles de gas. Esto significa que el aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento de etanol. Sin embargo, mantener una presión elevada es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 6.500 kPa.
• Si se añade un exceso de vapor, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y aumenta el rendimiento de etanol. Sin embargo, un exceso de vapor diluye el catalizador y ralentiza la velocidad de reacción. En cambio, el etanol se elimina a medida que se forma, disminuyendo su concentración y favoreciendo por tanto la reacción de avance, y el eteno y el vapor se reciclan repetidamente sobre el catalizador.

El principio de Le Chatelier y el proceso de Contacto

Otro ejemplo del principio de Le Chatelier es la producción industrial de ácido sulfúrico. Este proceso se denomina proceso de Contacto y se desarrolla en varias etapas. En primer lugar, el dióxido de azufre se transforma en trióxido de azufre. Para ello se utiliza un catalizador de óxido de vanadio (V) y se trata de una reacción reversible:

$$ 2SO_2(g)+O_2(g)\rightleftharpoons 2SO_3(g)\quad \Delta H= \space -196\space kJ\space mol^{-1} $$

El trióxido de azufre se convierte entonces en ácido sulfúrico. Primero lo disolvemos en una pequeña cantidad de ácido sulfúrico, y después hacemos reaccionar la solución resultante con agua:

$$ H_2SO_4(l)+SO_3(g)\$ H_2S_2O_7(l) $$

$$ H_2S_2O_7(l)+H_2O(l)|rightarrow 2H_2SO_4(l) $$

Como en las reacciones reversibles que hemos visto hasta ahora, podemos cambiar las condiciones de la primera reacción para aumentar el rendimiento del trióxido de azufre. Esto, a su vez, aumenta el rendimiento de ácido sulfúrico.

• La reacción de avance es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento de trióxido de azufre. Sin embargo, una temperatura demasiado baja ralentiza la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 670 K.
• La reacción de avance produce menos moles de gas. Esto significa que el aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento de trióxido de azufre. Sin embargo, mantener una presión elevada es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 200 kPa (que son 2 atm).
• La adición de oxígeno en exceso desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento de trióxido de azufre. Sin embargo, añadir demasiado oxígeno reduce a su vez la concentración de dióxido de azufre, lo que disminuye la velocidad de reacción: ¡el oxígeno no tiene con qué reaccionar! En cambio, se ha demostrado que una proporción 1:1 de dióxido de azufre y oxígeno produce el mayor rendimiento.

Una vez producido el trióxido de azufre, puede convertirse en ácido sulfúrico.

Por último, veamos la producción de amoníaco.

El principio de Le Chatelier y el proceso de Haber

El amoníaco se produce en una reacción reversible llamada proceso de Haber, utilizando un catalizador de hierro:

$$ N_2(g)+3H_2(g)\$ N_2(g)+3H_2(g)\$ 2NH_3(g)\$ cuadrado \$ Delta H=\$ espacio -92\$ espacio kJ\$ espacio mol^{-1} $$

Podemos decir lo siguiente:

• La reacción de avance es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento de amoníaco. Sin embargo, una temperatura demasiado baja ralentiza la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 670 K.
• La reacción de avance produce menos moles de gas. Esto significa que el aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento de amoníaco. Sin embargo, mantener una presión elevada es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 20.000 kPa.

Como en la producción de etanol, el producto se elimina y los gases de nitrógeno e hidrógeno que no han reaccionado se reciclan de nuevo sobre el catalizador. Esto aumenta el rendimiento.

Comparación de las aplicaciones del principio de Le Chatelier

Aquí tienes una práctica tabla que te ayudará a comparar las condiciones necesarias para la producción de metanol, etanol, ácido sulfúrico y amoníaco. En cuanto a la producción de ácido sulfúrico en el proceso Contact, sólo hemos incluido la parte reversible de la reacción para simplificar las cosas.