Principio de Le' Chatelier
“Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación”.
Henri-Louis Le Châtelier, nacido en París en 1850 se formó en el Colegio Rollin, Escuela Politécnica de París, así como en la Escuela de Minas de París. Tras haberse licenciado en Ciencias Químicas, trabajaría durante dos años como ingeniero de minas hasta ser nombrado profesor de química en la Escuela de Minas.
En 1888 formuló un principio según el cual el equilibrio en una reacción química se encuentra condicionado por los factores externos, que lo desplazan hasta contrarrestar los cambios provenientes del exterior producidos.
Le Châtelier desconocía estas conclusiones, que serían anticipadas por el físico norteamericano Gibbs, y las publicó en la “Ley de estabilidad del equilibrio químico”, conocida actualmente con el nombre de Principio de Le Châtelier. Trabajaría también como profesor de química en la Universidad de París, así como para el Ministerio de Armamento. Además de su importante contribución al “equilibrio dinámico”, realizaría diversos estudios termodinámicos, fomentó la aplicación de la química en la industria, y llegó a ser una eminencia en metalurgia, cementos, cerámica, cristales, combustibles y explosivos.
A él se debe la introducción del oxiacetileno en la industria metalúrgica para el moldear y cortar el metal, además de las diversas técnicas de producción del amoníaco, basadas en su principio, válido para reacciones químicas y procesos físicos reversibles, como el de evaporación o cristalización.. Finalmente, fallece en Miribel-les-Echelles en 1936
Henri-Louis Le Châtelier, nacido en París en 1850 se formó en el Colegio Rollin, Escuela Politécnica de París, así como en la Escuela de Minas de París. Tras haberse licenciado en Ciencias Químicas, trabajaría durante dos años como ingeniero de minas hasta ser nombrado profesor de química en la Escuela de Minas. En 1888 formuló un principio según el cual el equilibrio en una reacción química se encuentra condicionado por los factores externos, que lo desplazan hasta contrarrestar los cambios provenientes del exterior producidos.
Le Châtelier desconocía estas conclusiones, que serían anticipadas por el físico norteamericano Gibbs, y las publicó en la “Ley de estabilidad del equilibrio químico”, conocida actualmente con el nombre de Principio de Le Châtelier. Trabajaría también como profesor de química en la Universidad de París, así como para el Ministerio de Armamento. Además de su importante contribución al “equilibrio dinámico”, realizaría diversos estudios termodinámicos, fomentó la aplicación de la química en la industria, y llegó a ser una eminencia en metalurgia, cementos, cerámica, cristales, combustibles y explosivos.
A él se debe la introducción del oxiacetileno en la industria metalúrgica para el moldear y cortar el metal, además de las diversas técnicas de producción del amoníaco, basadas en su principio, válido para reacciones químicas y procesos físicos reversibles, como el de evaporación o cristalización.. Finalmente, fallece en Miribel-les-Echelles en 1936
Condiciones que afectan el equilibrio
 |
| Concentración, Presión y Temperatura Efecto de la variación de la Temperatura
En los procesos endotérmicos el aumento de temperatura favorece el proceso porque necesita aporte de energía.
En las reacciones exotérmicas el aumento de temperatura entorpece la reacción. En general la reacción se desplaza en el sentido que absorba calor, es decir, que sea endotérmica.
Para una reacción endotérmica: |
A + B + calor ↔ C + D
Un aumento de la temperatura provocará un desplazamiento del equilibrio hacia el lado que contrarresta, o sea hacia la derecha.
Para una reacción exotérmica
A + B ↔ C + D + calor
Un aumento de la temperatura provocará el desplazamiento hacia la izquierda.
El equilibrio químico NO2 <--> N2O4 es probablemente el mejor para hacer una demostración cualitativa en la que de modo claro se observe la reversibilidad de un equilibrio y la influencia de la temperatura.
La razón de ello está en la fácil obtención de los componentes y en el color marrón del dióxido (NO2) de nitrógeno frente al tetraóxido (N2O4) que es incoloro.
En la primera parte del video se observa la obtención del NO2 a partir de cobre y ácido nítrico. Luego el contenido del gas (NO2) se coloca en tubos de ensayo. Inicialmente ambos están de color pardo, pero al sumergir uno de los tubos en el agua con hielo, la temperatura baja, por lo que el equilibrio se desplaza hacia la producción de N2O4, el cual es incoloro. Hay que hacer notar que no va a quedar totalmente incoloro porque es una reacción que esta en equilibrio y ninguna de las especies desaparece por completo.
La interpretación debe hacerse a partir del equilibrio. El NO2 es marrón y el N2O4 incoloro, por tanto, el contenido del primer tubo al disminuir la temperatura ha evolucionado hacia la formación de mayor cantidad de N2O4 (se aclara el color), mientras que el segundo tubo al aumentar la temperatura el equilibrio se ha desplazado hacia la formación de mayor cantidad de NO2(se intensifica el color pardo).
Según el principio de Le Chatelier, cuando una causa externa actúa sobre un equilibrio químico éste trata de contrarrestar en lo posible la causa externa introducida. Se trata de contestar a la pregunta, siguiendo el anterior principio, si la reacción escrita en la forma
N2O4<--> 2NO2
¿Es endotérmica o exotérmica?
1) Al aumentar la temperatura aumenta el NO2, ¿cómo puede contrarrestar el equilibrio ese aumento de temperatura? Si la reacción tal como está escrita fuese exotérmica resulta que la evolución observada todavía aumentaría más la temperatura, si la reacción tal como está escrita es endotérmica absorbería calor y trataría de bajar la temperatura, en consecuencia la reacción tal como está escrita, de tetraóxido a dióxido, es endotérmica.
2) Al disminuir la temperatura aumenta el N2O4, si la reacción fuese endotérmica en el sentido de NO2 a N2O4 favorecería la disminución de temperatura, luego en el sentido NO2 a N2O4 la reacción es exotérmica.
_______________________________
Otra reacción indicada para demostrar el efecto de la variación de la temperatura , es el equilibrio que se establece entre el catión hexaacuacobalto (II), que se forma cuando una sal de cobalto (II) se disuelve en agua, y el anión tetraclorurocobalto(II).
En el primero el cobalto tiene una coloración rosada, mientras que en el segundo el cobalto presenta un color azul fuerte característico (azul cobalto)
[Co(H2O)6] + 4Cl <---> [CoCl4] + 6H2O
A temperatura ambiente el equilibrio se encuentra desplazado hacia la izquierda y la disolución presenta un color rosado intenso. |
Si añadimos cloruro o calentamos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (el Cl- se consume para formar el complejo y en ese sentido la reacción es endotérmica).
Si tratamos de añadir iones cloruro disolviendo cloruro de sodio, ocurre que la disolución se satura antes de que el cambio de color sea apreciable, pero se puede lograr dicho cambio obteniendo una disolución saturada de sal y calentando.
Al calentar (5 min) se disuelve más sal (suministrando iones Cl- ) y se logra el desplazamiento del equilibrio hacia la derecha por el efecto combinado de la adición de iones cloruro y el aumento de la temperatura, desplazamiento que será visible por el cambio de color.
Una vez obtenido el color azul se puede desplazar la reacción nuevamente hacia la izquierda añadiendo agua o enfriando, tal y como se ve en el vídeo.
Efecto de la variación de la concentración
La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante el valor de las concentraciones de las restantes especies en equilibrio sí se modifica. Así:
Ejemplos
Equilibrio de los Iones Cromato- Dicromato
- Un aumento de la concentración de cualquier sustancia desplaza el equilibrio en dirección contraria a la formación de esa sustancia.
- Una disminución de la concentración de cualquier sustancia desplaza el equilibrio hacia la formación de esa sustancia.
Equilibrio de los Iones Cromato- Dicromato
El ion cromato (de color amarillo) reacciona con protones (provenientes de cualquier ácido) para dar el ion dicromato (de color naranja):
2 CrO4-2 + 2 H+ 
Cr2O7-2 + H2O
Cr2O7-2 + H2O
Al comienzo el video se coloca en el recipiente cierta cantidad de ión cromato la cual es de color amarillo, cuando se le añade unas gotas de ácido clorhídrico, esta cambia a color naranja, porque esta favorece a la reacción directa, se forman iones dicromato el cual hace que la solución tome un color naranja. Una vez alcanzado el equilibrio, se añade hidróxido de potasio que es una base, se favorece la reacción indirecta hacia los reactivos, es decir se forman de nuevo iones cromato, y por ello la solución toma de nuevo un color amarillo
______________________________________
Efecto de la Variación de la concentración en compuestos de Cobalto
(Foro nº 2)
Efecto de la presión
Una variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el mismo intervienen gases y hay variación del número de moles. Si aumenta la presión, el sistema se desplazará hacia donde existan menor número de moles (porque ocupan menos espacio) para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. El efecto de un cambio de presión depende de los cambios de volumen que tengan lugar durante la reacción. Si aquella se produce sin cambio de volumen, todo cambio de presión que se le aplique no la modifica.
Demostración del efecto de la variación de la presión en el equilibrio NO2 <--> N2O4
(Foro nº 2)
