Ejercicio resuelto de Alteraciones en el equilibrio (3 de 3)

Solución: La ecuación del equilibrio es: \[ \text{H}_2\text{(g)} + \text{CO}_2\text{(g)} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O(g)} + \text{CO(g)} \] Según el principio de Le Châtelier, añadir un reactivo (en este caso, \( \text{CO}_2 \)) provoca un desplazamiento del equilibrio hacia los productos (hacia la derecha) para contrarrestar el cambio. \[ \Rightarrow \text{Se formará más } \text{H}_2\text{O y CO}, \text{ consumiendo } \text{H}_2 \] \( \textbf{Conclusión:} \) La concentración de \( \text{H}_2 \) disminuirá.

Solución: Se indica que la reacción es: \[ \Delta H^\circ = +41{,}0 \, \text{kJ} \quad \Rightarrow \text{Reacción endotérmica} \] Según el principio de Le Châtelier, un aumento de temperatura favorece el sentido endotérmico, es decir, el equilibrio se desplazará hacia los productos (derecha). \[ \text{H}_2\text{(g)} + \text{CO}_2\text{(g)} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O(g)} + \text{CO(g)} \] Este desplazamiento hacia la derecha implica que se consume \( \text{H}_2 \). \( \textbf{Conclusión:} \) La concentración de \( \text{H}_2 \) disminuirá.

Solución: Una disminución del volumen provoca un aumento de la presión. Según el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplazará hacia el lado con menor número de moles gaseosos. Analizamos la reacción: \[ \text{H}_2\text{(g)} + \text{CO}_2\text{(g)} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O(g)} + \text{CO(g)} \] - Reactivos gaseosos: \( 2 \) moles (\( \text{H}_2 + \text{CO}_2 \)) - Productos gaseosos: \( 2 \) moles (\( \text{H}_2\text{O} + \text{CO} \)) Como el número de moles gaseosos es el mismo en ambos lados: \[ \Rightarrow \text{No hay desplazamiento del equilibrio} \] \( \textbf{Conclusión:} \) La concentración de \( \text{H}_2 \) no se verá afectada.

Solución: La reacción es: \[ \text{H}_2\text{(g)} + \text{CO}_2\text{(g)} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O(g)} + \text{CO(g)} \] Duplicar la concentración de \( \text{CO}_2 \) (reactivo) desplazaría el equilibrio hacia la derecha, lo que consumiría \( \text{H}_2 \) y reduciría su concentración. Sin embargo, también se está duplicando la concentración de \( \text{H}_2\text{O} \) (producto), lo que desplazaría el equilibrio hacia la izquierda, generando más \( \text{H}_2 \). Ambos efectos se compensan: \[ \Rightarrow \text{No hay desplazamiento neto del equilibrio} \] \( \textbf{Conclusión:} \) La concentración de \( \text{H}_2 \) no se verá afectada.