Anteriormente habíamos estado hablando acerca de procesos químicos que conllevan a un determinado equilibrio en las reacciones químicas que suceden a nuestro alrededor, el cual, no es más que el estado en el  que estas actividades o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Bien sabemos que  la velocidad 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. Sin embargo, existen algunos factores externos que pueden alterar el equilibrio químico de estas reacciones, haciendo que este se pierde parcialmente, pero, ¿Cómo hace esta para recuperarlo? Pues  bien, este será nuestro tema a abordar a continuación.

Tomemos como ejemplo una reacción en equilibrio, en donde las concentraciones de los reactivos, en este caso de nitrógeno e hidrogeno, se encuentran en un estado de equilibrio con la concentración de los productos, el amoniaco. Posteriormente añadimos un par de moles de nitrógeno a la sustancia, haciendo así, que el equilibrio de esta se pierda parcialmente. En ese momento comienzan a interaccionar los reactivos de la reacción para dar origen a unos nuevos productos de amoniaco, en este proceso, los enlaces intramolesculares de los reactivos se rompen para generar dichos productos, recuperando su equilibrio químico. Esto se debe a que al aumentar la concentración de uno de los reactivos de la sustancia ocasiona que se presenten más choques efectivos entre las moléculas, generando así, el rompimiento de sus enlaces, reorganizándose para formar sus determinados productos y así volver a su estado de equilibrio. Pero, ¿A qué se deberá esto?

Pues bien, sencillamente, esto se debe a que si en la reacción se aumenta la concentración de nitrógeno, el equilibrio se desplazara hacia la derecha para favorecer los productos. Y lo mismo ocurre si se incrementa la concentración de hidrogeno. Pero cuando se aumenta la concentración de amoniaco el equilibrio se desplaza hacia la izquierda favoreciendo a los reactivos. Así, después de cierto tiempo, la reacción alcanza un nuevo estado de equilibrio.

Sabiendo esto, podemos entender entonces, que cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se reestablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha si aumenta la concentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial, o hacia la izquierda si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos. Pero la concentración no es la única que afecta en el sistema de equilibrio.

Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, en el sentido en el que se absorbe calor. Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico. Y Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.

Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción.

 

En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha. 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 nitrógeno y del hidrogeno se combinan dando amoniaco, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.