Ejercicio resuelto de Principio de Chatelier · Química · 2024

El metanol se prepara industrialmente según el proceso siguiente:

$\text{CO(g)} + 2\,\text{H}_2\text{(g)} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{OH(g)} \qquad \Delta H < 0$

Razone cómo afectaría al rendimiento de la reacción:

a) Aumentar la temperatura. [0,5 puntos]

b) Retirar del reactor el $\text{CH}_3\text{OH}$ a medida que se vaya produciendo. [0,5 puntos]

c) Aumentar la presión del sistema a temperatura constante. [0,5 puntos]

$\textbf{a) Aumentar la temperatura. [0,5 puntos]}$

La reacción es exotérmica, así que el calor se puede colocar como un producto más:

$\mathrm{CO(g)} + 2\,\mathrm{H_2(g)} \rightleftharpoons \mathrm{CH_3OH(g)} + \text{calor}$

Según el principio de Le Chatelier, al subir la temperatura el sistema se desplaza en el sentido en que absorbe calor, o sea, hacia la izquierda.

El rendimiento en metanol disminuye. Es el único de los tres cambios que además modifica el valor de la constante de equilibrio, que se hace más pequeña.

$\textbf{b) Retirar del reactor el CH₃OH a medida que se vaya produciendo. [0,5 puntos]}$

Al retirar un producto el cociente de reacción se hace menor que $K_c$, y el sistema reacciona hacia la derecha para reponerlo:

$Q_c = \frac{[\mathrm{CH_3OH}]}{[\mathrm{CO}][\mathrm{H_2}]^2} < K_c$

El rendimiento aumenta. Es el truco habitual en la industria: nunca se deja que el equilibrio se alcance de verdad.

$\textbf{c) Aumentar la presión del sistema a temperatura constante. [0,5 puntos]}$

Hay que contar moles de gas a cada lado:

$1 + 2 = 3 \text{ mol de gas} \longrightarrow 1 \text{ mol de gas}$

Al comprimir, el sistema se desplaza hacia donde hay menos moléculas gaseosas, porque así rebaja la presión. Aquí ese lado es el de los productos.

El rendimiento en metanol aumenta. Nótese que este cambio y el anterior desplazan el equilibrio sin tocar $K_c$: solo la temperatura cambia el valor de la constante.