Ejercicio - Alteraciones en el equilibrio
Ejercicio de Equilibrio químico
\( \textbf{Ejercicio 36.} \quad (\text{Calificación máxima: —}) \) \( \text{Observa el siguiente equilibrio:} \) \[ \text{H}_2\text{(g)} + \text{CO}_2\text{(g)} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O(g)} + \text{CO(g)} \qquad \Delta H^\circ = +41{,}0 \, \text{kJ} \] Indica y justifica cómo cada uno de los siguientes cambios afectará a la concentración de \( \text{H}_2\text{(g)} \) presente en la mezcla en equilibrio:
a) Adición de \( \text{CO}_2 \)
b) Aumento de la temperatura a presión constante
c) Disminución del volumen a temperatura constante
d) Duplicación de las concentraciones de \( \text{CO}_2 \) y \( \text{H}_2\text{O} \) inicialmente presentes en el equilibrio, manteniendo la temperatura constante
Solución de los Apartados
a) Adición de \( \text{CO}_2 \)
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.
b) Aumento de la temperatura a presión constante
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.
c) Disminución del volumen a temperatura constante
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.
d) Duplicación de las concentraciones de \( \text{CO}_2 \) y \( \text{H}_2\text{O} \) inicialmente presentes en el equilibrio, manteniendo la temperatura constante
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.