El documento describe el principio de equilibrio químico y cómo se ve afectado por cambios en la concentración, temperatura, presión y volumen. Explica que el principio de Le Chatelier establece que cuando un sistema químico en equilibrio es perturbado, el sistema se ajustará para contrarrestar parcialmente la perturbación y alcanzar un nuevo estado de equilibrio. También describe el proceso Haber para la producción industrial de amoníaco y cómo ilustra el principio de Le Chatelier.

1. Principio de Le Chatelier

2. Equilibrio Químico
El equilibrio químico es el estado en el que
las actividades químicas o las concentraciones de los
reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto
en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se
produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia
adelante en la misma proporción que su reacción
inversa. La velocidad de reacción de las reacciones
directa e inversa por lo general no son cero, pero, si
ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera
de las concentraciones de los reactivos o productos. Este
proceso se denomina equilibrio dinámico.

3. El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de
que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones
químicas son reversibles. Para que una reacción pueda estar
en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa
tienen que ser iguales. La posición de equilibrio de la reacción
se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el
equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la
izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de
los reactivos.

4. Factores que afectan al equilibrio
químico

5. Concentración
Si varía la concentración de un sistema que en principio
está en equilibrio químico, en ese sistema variarán
también las concentraciones de sus componentes de
manera que se contrarreste la primera variación. Con
respecto a su representación mediante una ecuación
estequiométrica, diremos que el equilibrio se desplazará
a un lado o al otro de esa ecuación (en dirección a un
miembro o al otro).

6. Cambio de temperatura
Si aumenta la temperatura en un sistema que en
principio está en equilibrio, ese sistema se reorganizará
de manera que se absorba el exceso de calor y, en la
representación estequiométrica, diremos también que la
reacción se desplazará en un sentido o en el otro. Hay
dos tipos de variación con la temperatura:
-Reacción exotérmica: aquella reacción que libera o
desprende calor.
-Reacción endotérmica: el calor se considera como un
reactivo. Por lo tanto, si se aumenta la temperatura se
favorece un desplazamiento del equilibrio hacia la
derecha y si se disminuye, hacia la izquierda

7. Cambio de presión
Si se eleva la presión de un sistema de gases en
equilibrio, la reacción se desplaza en la dirección en la
que desaparezcan moles de gas, a fin de minimizar la
elevación de presión. Por el contrario, si disminuye la
presión, la reacción se desplazará en el sentido en que
aumenten las moles totales de gas lo que ayudará a que
la presión no se reduzca. Es importante hacer notar que,
a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo,
ya que esas bajas temperaturas reducen la movilidad de
las partículas involucradas.

8. Volumen
Si disminuimos el volumen del sistema el efecto
inmediato es el aumento de la concentración de las
especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el
recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si
parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3, pues así se
reduce el número total de moles gaseosos y,
consecuentemente, la presión total. El equilibrio se
desplaza hacia la derecha.
Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.

9. El efecto de la acidez(pH)
Si se disminuye la concentración de algunos o de todos los iones que
forman el precipitado, hasta el punto en el que el producto de sus
concentraciones no supere el producto de solubilidad el precipitado
se disolverá.

10. Principio de Le Chatelier
El principio de Le Châtelier, postulado en 1884 por Henri-Louis Le
Châtelier (1850-1936), químico industrial francés, establece que:
Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en
equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele
parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema
alcanza una nueva posición de equilibrio.
El término “perturbación” significa aquí un cambio de
concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado
de equilibrio de un sistema. El principio de Le Châtelier se utiliza
para valorar los efectos de tales cambios.

11. El Principio de Le Châtelier (1884) es un útil principio que da una idea
cualitativa de la respuesta de un sistema de equilibrio ante cambios en las
condiciones de reacción. Si un equilibrio dinámico es perturbado por
cambiar las condiciones, la posición de equilibrio se traslada para
contrarrestar el cambio. Por ejemplo, al añadir más S desde el exterior, se
producirá un exceso de productos, y el sistema tratará de contrarrestar
este cambio aumentando la reacción inversa y empujando el punto de
equilibrio hacia atrás (aunque la constante de equilibrio continuará siendo
la misma). Si se agrega un ácido mineral a la mezcla de ácido acético, el
aumento de la concentración del ion hidronio, la disociación debe disminuir
a medida que la reacción se desplaza hacia a la izquierda, de conformidad
con este principio.

12. Producción industrial de amoniaco el
principio de Le chatelier en accion
En el año 1918, el químico alemán Fritz Haber con sus
investigaciones se derivaron, en 1913, en el proceso
de producción de amoniaco a escala industrial, que aún hoy se
utiliza, y que lleva su nombre: proceso Haber. Aunque existen
modificaciones posteriores de este método, lo cierto es que
todos están basados en el proceso Haber.
El proceso permite comprender los factores cinéticos y
termodinámicos que influyen en las velocidades de reacción y
en la evolución de los equilibrios químicos. Esto y la
abundancia del uso del amoniaco, hacen que el proceso Haber
combine muy bien la teoría con la utilidad práctica de la
química.

13. Puesto que el amoniaco es un compuesto muy utilizado como materia
prima. Durante la I Guerra Mundial se produjeron en los Estados
Unidos grandes cantidades de amoniaco por el método de la
cianamida(Cuando el carburo cálcico se calienta a 1100ºC en
presencia de nitrógeno, se forma cianamida cálcica, CaCN2, que,
tratada al vapor, desprende amoniaco).No obstante, la cianamida es
un compuesto altamente tóxico, por lo que el procedimiento cayó en
desuso.
En el proceso Haber se obtiene nitrógeno gaseoso, N2, El nitrógeno
obtenido se mezcla con hidrógeno puro, conduciendo la mezcla a lo
largo de unos tubos rellenos de una masa catalítica porosa, que está
compuesta por óxidos de hierro y pequeñas cantidades de óxidos de
potasio y aluminio.

14. Diagrama de la producción de
amoniac0