Su presunción en el primer párrafo es incorrecto. El hecho de que más partículas chocan con la energía suficiente para hacer que la energía de activación con un aumento de la temperatura significa que la velocidad de reacción aumenta a medida que la temperatura sube, pero que no afectan el equilibrio de la reacción.
En cambio, el efecto de la temperatura tiene que ver con la comparativa de la energía libre de los dos lados del equilibrio. El factor de control en donde el equilibrio se encuentra es la diferencia de energía libre entre los reactantes y productos (la ΔG). De hecho, la constante de equilibrio tiene un muy simple relación con la energía libre: $\ce{\Delta G = -RT ln K }$ ... o $\ce{K = e^{-\frac{\Delta G}{RT} }}$. El ΔG se compone de dos componentes - la entalpía y la entropía: $\ce{\Delta G = \Delta H -T\Delta S}$, donde T es el (absoluta) de temperatura. Del lado de la reacción que se favorece es la que menor (más negativo) la energía libre.
Así que cuando nos sustituir, se obtiene la siguiente relación para la dependencia de la temperatura de la constante de equilibrio, en términos de la entropía y la entalpía:
$$ K = e^{-\frac{\Delta H}{RT} } \cdot e^{\frac{\Delta S}{R} } $$
La dependencia de la temperatura es sólo en la entalpía ($\ce{\Delta H}$). La entalpía, por cierto, es lo que normalmente pensamos como endotérmica/exotérmica. Aproximadamente, reacciones con un positivo $\ce{\Delta H}$ absorber el calor y por lo tanto son endotérmicas, y aquellos con un impacto negativo $\ce{\Delta H}$ dar calor y por lo tanto son exotérmicas.
Así que imagina que tenemos una reacción endotérmica (positivo $\ce{\Delta H}$), lo que significa que el exponente de la entalpía en la ecuación anterior es negativo. Cuando se aumenta la temperatura, que el exponente se hace más pequeño en magnitud (cercano a cero), lo que significa que se vuelve menos negativo. Esto provoca un aumento en $e^x$, lo que significa que el valor de K se hace más grande, lo que significa que el equilibrio se desplaza en el avance (endotérmica) de reacción. Del mismo modo, si usted tiene la reacción escrito en el exotérmica dirección, $\ce{\Delta H}$ es negativo, el exponente es positivo, un aumento en la temperatura hace que el exponente a ser menos positivo, causando una disminución en el $e^x$, que se traduce en una disminución de K -- el equilibrio se traslada ahora a la inversa (endotérmica) dirección.
Así, mientras que la declaración de que el aumento de las temperaturas significa que el equilibrio se desplaza en el endotérmica dirección es cierto, no tiene nada que ver con la energía de activación de la reacción. Los argumentos anteriores son desde una perspectiva puramente punto de vista termodinámico, y no implican ninguna consideración sobre el mecanismo de la reacción o la energía de activación.
