El equilibrio químico no es fijo, se puede mover. Es un estado donde la reacción directa y la inversa van a la misma velocidad y las cantidades ya no cambian, pero ambas reacciones siguen ocurriendo. Cuando lo molestamos desde fuera, responde moviéndose al lado contrario para volver a equilibrarse. A ese movimiento lo llamamos desplazamiento: hacia la derecha si forma más productos, hacia la izquierda si regenera reactivos.

Para predecirlo comparamos dos números: Kc, la constante de equilibrio o valor ideal, y Qc, el cociente de reacción o valor real del momento. Para aA + bB ⇄ cC + dD, Qc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b. Si Qc < Kc faltan productos y se desplaza hacia productos, si Qc > Kc sobran productos y se desplaza hacia reactivos, y si Qc = Kc está en equilibrio y no se mueve.

La regla de oro es el principio de Le Châtelier: si cambias una condición desde fuera, el equilibrio se desplaza para oponerse a ese cambio. Es como un subibaja equilibrado: si agregas peso a la izquierda, el sistema se mueve a la derecha para compensar. El sistema huye de lo que agregas. En concentración, agregar reactivo desplaza a productos y agregar producto desplaza a reactivos. En presión y volumen, que solo miran gases, más presión por reducir volumen lleva a menos moles de gas y menos presión por aumentar volumen lleva a más moles de gas.

La temperatura es la única que cambia Kc. En una reacción exotérmica el calor es como un producto con ΔH < 0, y en una endotérmica el calor es como un reactivo con ΔH > 0. Subir la temperatura agrega calor y desplaza hacia la dirección endotérmica, bajarla quita calor y desplaza hacia la exotérmica. El catalizador acelera igual directa e inversa sin gastarse, llega más rápido pero no desplaza ni cambia Kc. El ejemplo clásico es N2 + 3H2 ⇄ 2NH3, exotérmica a la derecha: agregar N2 y reducir volumen desplazan a la derecha, subir temperatura desplaza a la izquierda.