Principio de Le Châtelier

Química

Conceptos clave

Principio de Le Châtelier: si un sistema en equilibrio dinámico se perturba, el equilibrio se desplaza en el sentido que contrarresta la perturbación, minimizando su efecto.
Desplazar la posición del equilibrio (concentración, presión, temperatura) ≠ cambiar $K_c$ : solo la temperatura cambia $K_c$ .
Un catalizador no desplaza el equilibrio ni cambia $K_c$ ; solo acelera la llegada al equilibrio.

Añadir una especie (reactivo o producto) → el equilibrio se desplaza para consumirla (hacia el lado contrario).
Retirar una especie → el equilibrio se desplaza para reponerla (hacia ese lado).
$K_c$ no cambia (temperatura constante).

Calcular $\Delta n_{\text{gas}} = \text{moles de gas en productos} - \text{moles de gas en reactivos}$ .
↑ presión (comprimir) → desplazamiento hacia el lado con menos moles de gas.
↓ presión (expandir) → desplazamiento hacia el lado con más moles de gas.
Si $\Delta n_{\text{gas}} = 0$ → la presión no desplaza el equilibrio.
Gas inerte a volumen constante: presiones parciales sin cambio → sin desplazamiento.
$K_c$ no cambia.

Trata el calor como "reactivo" (endo) o "producto" (exo):
Reacción exotérmica ( $\Delta H < 0$ ): calentar desplaza hacia reactivos (izquierda); $K_c$ disminuye.
Reacción endotérmica ( $\Delta H > 0$ ): calentar desplaza hacia productos (derecha); $K_c$ aumenta.
Enfriar hace lo contrario en cada caso.

Reacción: $\text{N}_2(\text{g}) + 3\,\text{H}_2(\text{g}) \rightleftharpoons 2\,\text{NH}_3(\text{g})$ , $\Delta H = -92\ \text{kJ mol}^{-1}$ (proceso Haber).
↑ presión: $\Delta n_{\text{gas}} = 2 - (1+3) = -2$ → hacia el lado con menos moles → hacia productos → rendimiento de $\text{NH}_3$ aumenta.
↑ temperatura: reacción exotérmica → equilibrio hacia reactivos → rendimiento disminuye y $K_c$ disminuye.
Condiciones industriales (~ $450\ °\text{C}$ , $200\ \text{atm}$ , catalizador de Fe): temperatura es un compromiso — baja $T$ da mejor rendimiento termodinámico pero la reacción es muy lenta; $450\ °\text{C}$ equilibra rendimiento aceptable con velocidad comercialmente viable.

Error frecuente: decir que el catalizador "desplaza el equilibrio hacia productos" — el catalizador no toca la posición del equilibrio ni $K_c$ .
Error frecuente: afirmar que $K_c$ no cambia con la temperatura — es la única variable que sí lo cambia.
Error frecuente: confundir velocidad con posición del equilibrio: "más rápido al calentar" no significa "más producto" si la reacción es exotérmica.
Al predecir el efecto de la presión, siempre calcular $\Delta n_{\text{gas}}$ explícitamente; si $\Delta n_{\text{gas}} = 0$ , la presión no hace nada.

Conceptos clave

Principio de Le Châtelier: si un sistema en equilibrio dinámico se perturba, el equilibrio se desplaza en el sentido que contrarresta la perturbación, minimizando su efecto.
Desplazar la posición del equilibrio (concentración, presión, temperatura) ≠ cambiar $K_c$ : solo la temperatura cambia $K_c$ .
Un catalizador no desplaza el equilibrio ni cambia $K_c$ ; solo acelera la llegada al equilibrio.

Efecto de la presión/volumen (solo gases)

Calcular $\Delta n_{\text{gas}} = \text{moles de gas en productos} - \text{moles de gas en reactivos}$ .
↑ presión (comprimir) → desplazamiento hacia el lado con menos moles de gas.
↓ presión (expandir) → desplazamiento hacia el lado con más moles de gas.
Si $\Delta n_{\text{gas}} = 0$ → la presión no desplaza el equilibrio.
Gas inerte a volumen constante: presiones parciales sin cambio → sin desplazamiento.
$K_c$ no cambia.

Efecto de la temperatura

Trata el calor como "reactivo" (endo) o "producto" (exo):
Reacción exotérmica ( $\Delta H < 0$ ): calentar desplaza hacia reactivos (izquierda); $K_c$ disminuye.
Reacción endotérmica ( $\Delta H > 0$ ): calentar desplaza hacia productos (derecha); $K_c$ aumenta.
Enfriar hace lo contrario en cada caso.

Ejemplo resuelto

Reacción: $\text{N}_2(\text{g}) + 3\,\text{H}_2(\text{g}) \rightleftharpoons 2\,\text{NH}_3(\text{g})$ , $\Delta H = -92\ \text{kJ mol}^{-1}$ (proceso Haber).
↑ presión: $\Delta n_{\text{gas}} = 2 - (1+3) = -2$ → hacia el lado con menos moles → hacia productos → rendimiento de $\text{NH}_3$ aumenta.
↑ temperatura: reacción exotérmica → equilibrio hacia reactivos → rendimiento disminuye y $K_c$ disminuye.
Condiciones industriales (~ $450\ °\text{C}$ , $200\ \text{atm}$ , catalizador de Fe): temperatura es un compromiso — baja $T$ da mejor rendimiento termodinámico pero la reacción es muy lenta; $450\ °\text{C}$ equilibra rendimiento aceptable con velocidad comercialmente viable.

En el examen IB

Error frecuente: decir que el catalizador "desplaza el equilibrio hacia productos" — el catalizador no toca la posición del equilibrio ni $K_c$ .
Error frecuente: afirmar que $K_c$ no cambia con la temperatura — es la única variable que sí lo cambia.
Error frecuente: confundir velocidad con posición del equilibrio: "más rápido al calentar" no significa "más producto" si la reacción es exotérmica.
Al predecir el efecto de la presión, siempre calcular $\Delta n_{\text{gas}}$ explícitamente; si $\Delta n_{\text{gas}} = 0$ , la presión no hace nada.