Desplazamiento del Equilibrio Químico

1. ¿Qué significa que un equilibrio se desplace?

• Equilibrio químico: la reacción directa y la inversa van a la misma velocidad. Las cantidades ya no cambian, pero las dos siguen ocurriendo.
• Desplazamiento: es el movimiento hacia un lado para volver a equilibrarse tras una perturbación externa.
  • Hacia la derecha: hacia los productos, se forma más producto.
  • Hacia la izquierda: hacia los reactivos, se forma más reactivo.
• Analogía del subibaja: con dos niños del mismo peso está equilibrado. Si otro se sienta a la izquierda, alguien debe moverse a la derecha para compensar. El equilibrio químico hace lo mismo.

2. Cómo predecirlo: Qc vs Kc

• Kc es la constante de equilibrio: el valor ideal cuando hay equilibrio.
• Qc es el cociente de reacción: el valor real en ese momento.
• Para aA + bB ⇌ cC + dD: Qc = ([C]^c x [D]^d) / ([A]^a x [B]^b)
• Si Qc < Kc: faltan productos. Se desplaza hacia los productos (derecha).
• Si Qc > Kc: sobran productos. Se desplaza hacia los reactivos (izquierda).
• Si Qc = Kc: está en equilibrio. No se mueve.

3. Regla de oro: principio de Le Châtelier

• Principio de Le Châtelier: si cambias una condición desde fuera, el equilibrio se desplaza para oponerse a ese cambio.
• Es como si el sistema se defendiera del empujón.
• Idea clave: el sistema huye de lo que agregas.

4. Factores que mueven el equilibrio

A. Concentración: agregar o quitar sustancias

• Aumentas un reactivo: el sistema lo consume. Se desplaza hacia productos.
• Aumentas un producto: el sistema lo elimina. Se desplaza hacia reactivos.
• Quitas una sustancia: el sistema fabrica más de esa sustancia.

B. Presión y volumen: solo cuentan los gases

• Presión: empuje de los gases. Volumen: espacio donde están.
• Reduces el volumen (aumentas presión): se va al lado con menos moles de gas.
• Aumentas el volumen (bajas presión): se va al lado con más moles de gas.
• Igual moles de gas a ambos lados: la presión no lo mueve.
• Sólidos y líquidos se ignoran: casi no se comprimen.

C. Temperatura: la única que cambia Kc

• Reacción exotérmica: libera calor, el calor es como un producto más. ΔH < 0.
• Reacción endotérmica: absorbe calor, el calor es como un reactivo más. ΔH > 0.
• Subes la temperatura (agregas calor): huye hacia la dirección endotérmica.
• Bajas la temperatura (quitas calor): va hacia la dirección exotérmica.
• Solo la temperatura cambia el valor de Kc. Los otros factores no.

D. Catalizador: el que no desplaza

• Catalizador: acelera sin gastarse.
• Acelera igual la directa y la inversa. Llegas más rápido al equilibrio.
• No cambia las cantidades finales. No desplaza. No cambia Kc.

5. Ejemplo modelo: fabricación de amoniaco

• Equilibrio: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g), con ΔH < 0. Es exotérmica hacia la derecha.
• Moles de gas: izquierda 1 + 3 = 4, derecha 2.
• Agregar N2: es reactivo, Qc baja y queda Qc < Kc. Se desplaza hacia la derecha, forma más NH3.
• Reducir el volumen: más presión, busca menos espacio. Se va al lado con menos moles (2). Se desplaza hacia la derecha.
• Aumentar la temperatura: el calor es como un producto. Huye a la dirección endotérmica (izquierda). Se desplaza hacia la izquierda, se pierde NH3.

En resumen

• El equilibrio se desplaza para oponerse al cambio externo. Esa es la idea de Le Châtelier.
• Si agregas concentración a un lado, huye al lado contrario.
• Si aumentas la presión, va a menos moles de gas. Si aumentas la temperatura, va a la dirección endotérmica.
• El catalizador no desplaza el equilibrio, solo te lleva más rápido hasta él.