El Principio de Le Châtelier

6.3. Principio de Le Chatelier

El Principio de Le Châtelier, postulado por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), un químico industrial francés, establece que:

Si un sistema químico en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, temperatura, volumen, o la presión parcial, entonces el equilibrio se desplaza para contrarrestar el cambio impuesto. Este principio es equivalente al principio de la conservación de la energía.

Factores que afectan el equilibrio químico

Concentración

Si disminuimos la concentración de un sistema en equilibrio químico, éste se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición. Por ejemplo:

H2 (g) + I2 (g) ←→ 2 HI (g) <-------- (esta se desplaza hacia la izquierda para de la misma forma disminuir la acción y equilibrar la ecuación)

Cambio de temperatura

Cuando se aumenta la temperatura en un sistema en equilibrio, este se desplazará en el sentido que absorba el calor aplicado.

Hay dos tipos de variación con la Temperatura:

Exotérmica: que es aquella que libera o desprende calor. Por ejemplo:

A + B ←→ C + D + Calor

En este caso se puede apreciar que si aumentamos la temperatura, habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos, ← y será hacia los productos si se disminuye. →

Endotérmica: Es aquella que absorbe el calor. Por ejemplo:

A + B + Calor ←→ C + D

En este otro caso, se aprecia que al disminuir la temperatura afecta visiblemente a los reactivos produciéndose un desplazamiento del equilibrio hacia estos.← En cambio si aumentamos la temperatura se verá que el equilibrio se irá hacia los productos. →

Es importante hacer notar que a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, debido a que bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas. Para contrarrestar este efecto se utiliza un catalizador para acelerar la reacción.

Cambio de presión

El aumento de la presión de todo el sistema hace que el equilibrio se desplace hacia el lado de la ecuación química que produce menos cantidad de moles gaseosos. En el proceso contrario, al disminuir la presión el equilibrio se desplaza hacia el lado que produce la mayor cantidad de moles gaseosos. Lógicamente, en el caso de que las cantidades de moles gaseosos sean iguales para cada lado de la ecuación, no se producirán cambios, es decir que el equilibro no se desplazará. También se puede aumentar la presión del sistema sin afectar el equilibrio agregando un gas noble.

6.4. Constante de ionización

La constante de ionización es la constante de equilibrio de una disociación iónica, definida inmediatamente por la ecuación de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares correspondientes. Por tanto, la constante de ionización es igual al producto de las concentraciones iónicas dividido por a concentración de la sustancia sin disociar. Todas las sustancias se expresan en la forma convencional de moles por litro, pero las unidades de concentración no se ponen normalmente en forma implícita.

Las constantes de ionización varían apreciablemente con la temperatura. A menos que se diga otra cosa se sobrentenderá que lo temperatura es de 25°C. También se sobrentenderá que el disolvente es el agua a menos que se establezca otra cosa.

La constante de ionización de un ácido débil se representa normalmente por Ka. El equilibrio para el ácido acético puede escribirse de la siguiente forma:

HC 2 H 3 O 2? H + C 2 H 3 O 2 Ka= [H] + [C 2 H 3 O 2]

[HC 2 H 3 O 2]

6.5. Producto de solubilidad

El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de sus iones en una disolución saturada, donde cada una de ellas se encuentra elevada a un exponente que exponente que coincide con su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio de disolución.

Poniendo el ejemplo del sulfato de bario, si añadimos 1 gramo a un litro de agua, a 25ºC de temperatura, y agitamos, para ayudar a su disolución, veremos que la mayor parte de la sal se deposita sin disolverse, en el fondo del recipiente. Exactamente, sólo se habrán disuelto, 0.0025 g. de BaSO4, comprobándose que se trata de una sal muy poco soluble.

Se llega así, a una situación peculiar e interesante, conocida como, equilibrio de solubilidad de la sal. La disolución que se obtiene es una disolución saturada.

Debido a que se trata de un electrolito fuerte, el sulfato de bario en disolución, se encuentra totalmente disociado en los iones que lo forman: Ba^2+ y SO4^2-.

Por encontrarse saturada la disolución, se produce el equilibrio entre la sal que no se ha disuelto y los iones que están implicados en la disolución:

BaSO4 (s) ↔ Ba^2+ (aq) + SO4^2- (aq)

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La constante del producto de solubilidad es:

Ks = [A^n+]^m[B^m-]^n

La constante del producto de solubilidad de un compuesto, trata el valor máximo que puede llegar a tener el producto de las concentraciones de los iones que se encuentran disueltos. Representa la medición de la solubilidad del compuesto.

El producto de solubilidad nos hace poder predecir que ocurrirá en una disolución acuosa en la cual se encuentran presentes iones de un compuesto en una concentración determinada. Definimos el concepto de producto iónico, representado con la letra Q, como, el producto de las concentraciones molares de los iones que están presentes en una disolución, elevadas a sus coeficientes estequiométricos correspondientes en cada caso.

Por ejemplo:

Una disolución acuosa de BaSO4 a una temperatura de 25ºC, y como es una disolución saturada se establece el equilibrio:

BaSO4 (s) ↔ Ba^2+ (aq) + SO4^2- (aq)

El producto de solubilidad, Ks, será:

Ks = [Ba^2+].[ SO4^2-] = 1.1 . 10^-10 mol^2.L^-2

Si

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