1 Si un sistema, inicialmente en equilibrio, se perturba al modificar alguna condición experimental, se observa en él una evolución que le lleva de nuevo al equilibrio El principio de Le Châtelier permite predecir el sentido de dicha evolución: “Un sistema en equilibrio químico, sometido a una perturbación externa, reacciona en el sentido necesario para que la causa perturbadora quede, en lo posible, contrarrestada”Henry Louis Le Châtelier (1888) Este principio ha tenido una gran influencia en la industria química posterior, al guiar la fabricación de productos químicos con el máximo rendimiento posible. PRINCIPIO DE LE CHATELIER

2 Efecto de un catalizador Un catalizador acelera por igual las reacciones directa e inversa; por tanto, no afecta a la composición del sistema en equilibrio. Su único efecto es hacer que el equilibrio se alcance antes, pero sin modificar el valor de la constante de equilibrio Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = K c ) y se produce una perturbación: –Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. –Cambio en la presión (o volumen) –Cambio en la temperatura. El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él. FACTORES QUE NO MODIFICAN EL EQUILIBRIO

sus influencias se predicen mediante El principio de Le Chatelier dice Si en un sistema en equilibrio se modifican algunos de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que desplaza el equilibrio en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. El sistema siempre tiende a restablecer el equilibrio. en resumen semejante al Principio de acción y reacción en Física. son La concentración, la presión y el volumen y la temperatura. FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO

Concentración al aumentar la concentración de una sustancia el sistema Evoluciona en el sentido de consumir ese aumento. y por tanto Se desplaza en el sentido adecuado. al disminuir la concentración Sucede todo lo contrario. o sea el sistema Evoluciona en el sentido de producir MÁS cantidad de esa sustancia. LA CONCENTRACIÓN Y EL EQUILIBRIO Evoluciona en el sentido de producir MENOS cantidad de esa sustancia. o sea el sistema

5 Consideremos la reacción: H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2 HI (g) Cuando se alcanza el equilibrio Si se añade hidrógeno: a) Aumenta [H 2 ], mientras que [I 2 ] y [HI] permanecen constante; Q disminuye dejando de ser igual a K c, rompiéndose el equilibrio químico. c) El equilibrio se desplaza hacia la derecha: H 2 (g) + I 2 (g)  2 HI (g) b) De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema reacciona en el sentido de contrarrestar el aumento de la concentración de H 2, consumiendo parte del H 2 añadido, al reaccionar con el I 2, produciendo más HI. LA CONCENTRACIÓN Y EL EQUILIBRIO

6 H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2 HI (g) c) El equilibrio se desplaza hacia la derecha:H 2 (g) + I 2 (g)  2 HI (g) ADICIÓN DE UN REACTIVO

Presión y volumen su variación sólo influye si Hay especies gaseosas o disueltas e  n ≠ 0. Si la presión aumenta o disminuye el volumen El sistema evoluciona hacia donde haya menor número de moles de sustancias gaseosas. para Contrarrestar la disminución de volumen. LA PRESIÓN, EL VOLUMEN Y EL EQUILIBRIO Si la presión disminuye o aumenta el volumen El sistema evoluciona hacia donde haya mayor número de moles de sustancias gaseosas. para Contrarrestar el aumento de volumen.

8 Mezcla en equilibrioEquilibrio rotoEquilibrio final En un equilibrio químico con reactivos y/o productos gaseosos, una variación en el volumen (y por tanto en la presión) del sistema desplaza el equilibrio en el sentido en que la variación de los moles gaseosos anule la variación de la presión. Ejemplo:Consideremos el equilibrio entre gases PCl 5 (g) ⇄ PCl 3 (g) + Cl 2 (g) a) Un efecto inmediato de una disminución de volumen del sistema es un aumento de la presión del recipiente. Dicho aumento se contrarresta si parte del PCl 3 se combina con Cl 2 dando PCl 5, para reducir el número total de moles gaseosos y con ello, la presión total. b) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda. LA PRESIÓN, EL VOLUMEN Y EL EQUILIBRIO

La temperatura al AUMENTAR la Tª, el sistema se opone a ese cambio. desplazándose En el sentido de absorber calor. o sea Favoreciendo la reacción ENDOTERMICA. al DISMINUIR la Tª, el sistema se opone a ese cambio. desplazándose En el sentido de desprender calor. o sea Favoreciendo la reacción EXOTERMICA. LA TEMPERATURA Y EL EQUILIBRIO

11 En general, un aumento de temperatura desplaza un equilibrio en el sentido en que la reacción es endotérmica, mientras que una disminución la desplaza en el sentido en que es exotérmica. Ejemplo:Se calienta una mezcla de N 2 O 4 y NO 2 en equilibrio: N 2 O 4 (g) + calor ⇄ 2 NO 2 (g)  H = + 58,2 kJ Según el principio de Le Châtelier, el sistema responde contrarrestando parcialmente el aumento de temperatura. Esto se consigue si parte del N 2 O 4 se disocia en NO 2, pues en ese sentido la reacción es endotérmica y absorbe algo del calor que se ha suministrado para elevar la temperatura. El resultado es un aumento de la concentración de NO 2 a expensas del N 2 O 4 Se observa que, al aumentar T el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas). LA TEMPERATURA Y EL EQUILIBRIO

12 LA TEMPERATURA Y EL EQUILIBRIO

13 LA TEMPERATURA Y EL EQUILIBRIO

14 El principio de Le Châtelier constituye un método de estudio cualitativo de las modificaciones que sufre un equilibrio químico cuando se actúa exteriormente sobre él. Razonar qué sucederá cuando: a. Se mueva hacia arriba el émbolo E b. Se inyecte agua con la jeringuilla J manteniendo E fijo. (Téngase en cuenta que NH 3 es muy soluble al agua mientras que H 2 y N 2 lo son muy poco) c. Se haga pasar una corriente eléctrica por la resistencia R y se espere unos minutos (E se mantiene fijo) Imaginemos un sistema como el de la figura en cuyo interior tenemos una mezcla gaseosa ya en equilibrio: N 2 + 3H 2  2 NH 3 (  H< 0 en el sentido  ) PRUEBA PAU JUNIO 1980

15 PRUEBA PAU JUNIO 1983 Sean dos sistemas químicos en equilibrio situados en dos vasijas contiguas, independientes e iguales, separadas por un tabique T, a volumen constante. a. Si todas las sustancias son gaseosas, razonar si se producirá algún desplazamiento de los equilibrios al duplicar exactamente las concentraciones de todas las sustancias. En caso afirmativo, justifíquese hacia donde. b. Sean ahora C y F sustancias sólidas y, las restantes, gases. Contestar a las mismas cuestiones que en (a) cuando se dupliquen aquellas concentraciones que puedan ser duplicadas. c. De nuevo todas las sustancias son gases. Se supone que ningún compuesto del sistema I puede interaccionar con ninguno del II. Razonar si se producirá algún desplazamiento en los equilibrios al eliminar el tabique de separación, T, entre ambos sistemas.

 [reactivos] > 0   [reactivos] < 0   [productos] > 0   [productos] < 0   T > 0 (exotérmicas)   T > 0 (endotérmicas)   T < 0 (exotérmicas)   T < 0 (endotérmicas)   p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases  p < 0 Hacia donde más nº moles de gases 16 RESUMEN DE VARIACIONES

Es muy importante en la industria el saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso. En la síntesis de Haber en la formación de amoniaco [N 2 (g) + 3 H 2 (g) ⇄ 2 NH 3 (g)], exotérmica, la formación de amoniaco está favorecida por altas presiones y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción. 17 IMPORTANCIA EN LOS PROCESOS INDUSTRIALES