Ejercicio - Alteraciones en el equilibrio

Solución: Sabemos que: \[ \Delta H < 0, \quad \Delta S < 0 \] Aplicamos la expresión de la energía libre de Gibbs: \[ \Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S \] Sustituyendo los signos: \[ \Delta G = (-) - T \cdot (-) = (-) + (+) \] El signo de \( \Delta G \) dependerá del valor de la temperatura. A bajas temperaturas, el término \( T \cdot \Delta S \) es pequeño, por lo que predomina el \( \Delta H < 0 \). \[ \Rightarrow \Delta G < 0 \quad \text{a bajas temperaturas} \] Si \( \Delta G < 0 \), el proceso es espontáneo. \( \textbf{Conclusión:} \) La afirmación es cierta.

Solución: Un catalizador actúa disminuyendo la energía de activación de una reacción, acelerando así la velocidad con la que se alcanza el equilibrio. Sin embargo, \( \textbf{no altera} \) las propiedades termodinámicas del sistema, como la entalpía \( \Delta H \), la entropía \( \Delta S \), o la energía libre de Gibbs \( \Delta G \). \[ \Delta H \quad \text{permanece constante} \] \( \textbf{Conclusión:} \) La afirmación es falsa.

Solución: Reducir el volumen del recipiente provoca un aumento de la presión del sistema. Según el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplazará hacia el lado con menor número de moles gaseosos para contrarrestar ese aumento de presión. \[ \text{Reactivos: } 2 \text{NO(g)} + \text{O}_2\text{(g)} \Rightarrow 3 \text{ moles} \text{Productos: } 2 \text{NO}_2\text{(g)} \Rightarrow 2 \text{ moles} \] Como hay menos moles de gas en los productos, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Sin embargo, el valor de la constante de equilibrio \( K_c \) solo depende de la temperatura, no de la presión ni del volumen. \[ K_c = \text{constante si la temperatura no cambia} \] \( \textbf{Conclusión:} \) La afirmación es falsa.

Solución: La reacción es exotérmica, es decir: \[ \Delta H < 0 \] Según el principio de Le Châtelier, si se disminuye la temperatura, el sistema tiende a contrarrestar ese cambio desplazando el equilibrio en el sentido en el que se libera calor, es decir, hacia los productos. \[ \text{2NO(g) + O}_2\text{(g)} \rightleftharpoons \text{2NO}_2\text{(g)} + \text{calor} \] Por tanto, al disminuir la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la formación de \( \text{NO}_2\text{(g)} \). \( \textbf{Conclusión:} \) La afirmación es cierta.