Ejercicio resuelto de Principio de Chatelier · Química · 2022

a) Considere la siguiente reacción y responda razonadamente a las preguntas planteadas:

$3\,\text{Fe}\,(s) + 4\,\text{H}_2\text{O}\,(g) \rightleftharpoons \text{Fe}_3\text{O}_4\,(s) + 4\,\text{H}_2\,(g) \qquad \Delta H^o < 0$

i) ¿Qué efecto tendría en el equilibrio un aumento de la temperatura? (0,5 puntos)

ii) Si se añade más $\text{H}_2\text{O}$, ¿el rendimiento de la reacción se verá afectado? ¿En qué sentido? (0,5 puntos)

b) ¿Cómo afectará al equilibrio de las siguientes reacciones un aumento de volumen del recipiente manteniendo la temperatura constante? ¿Este cambio modificará la $K_c$ de las reacciones? Justifique las respuestas. (1 punto)

i) $\text{N}_2\,(g) + \text{O}_2\,(g) \rightleftharpoons 2\,\text{NO}\,(g)$

ii) $\text{H}_2\,(g) + \text{I}_2\,(s) \rightleftharpoons 2\,\text{HI}\,(g)$

$\textbf{a.i) ¿Qué efecto tendría en el equilibrio un aumento de la temperatura? (0,5 puntos)}$

Según el principio de Le Chatelier, al elevar la temperatura el sistema evoluciona en el sentido en que absorbe ese calor, es decir, en el endotérmico.

El enunciado indica $\Delta H^o < 0$, luego la reacción directa es exotérmica y la endotérmica es la inversa. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda:

$3\,\mathrm{Fe(s)} + 4\,\mathrm{H_2O(g)} \leftarrow \mathrm{Fe_3O_4(s)} + 4\,\mathrm{H_2(g)}$

Se forma menos $\mathrm{Fe_3O_4}$ y menos hidrógeno: calentar perjudica al rendimiento.

$\textbf{a.ii) Si se añade más H₂O, ¿el rendimiento de la reacción se verá afectado? ¿En qué sentido? (0,5 puntos)}$

Sí, y para bien. El agua es uno de los reactivos, y aumentar la concentración de un reactivo obliga al sistema a consumirlo, desplazándose hacia la derecha.

Se ve igual de bien con el cociente de reacción, en el que solo entran las especies gaseosas porque el hierro y el óxido son sólidos:

$Q_c = \frac{[\mathrm{H_2}]^4}{[\mathrm{H_2O}]^4}$

Al subir $[\mathrm{H_2O}]$, el denominador crece y queda $Q_c < K_c$; para recuperar la igualdad la reacción avanza en el sentido directo. El rendimiento aumenta.

$\textbf{b.i) N₂ (g) + O₂ (g) ⇌ 2 NO (g) (0,5 puntos)}$

Aumentar el volumen a temperatura constante equivale a disminuir la presión, y ante esa bajada el equilibrio se desplazaría hacia el lado con más moles gaseosos. Pero aquí:

$\text{reactivos}:\ 1 + 1 = 2\ \mathrm{mol} \qquad \text{productos}:\ 2\ \mathrm{mol}$

Hay el mismo número de moles gaseosos a ambos lados, de modo que no hay ningún lado favorecido: el equilibrio no se desplaza y las cantidades de todas las especies permanecen como estaban.

$\textbf{b.ii) H₂ (g) + I₂ (s) ⇌ 2 HI (g) (0,5 puntos)}$

Aquí el yodo es sólido y no cuenta en el recuento de moles gaseosos:

$\text{reactivos}:\ 1\ \mathrm{mol\ de\ gas} \qquad \text{productos}:\ 2\ \mathrm{mol\ de\ gas}$

Hay más moles gaseosos a la derecha, así que al aumentar el volumen el equilibrio se desplaza hacia los productos y se forma más HI.

En cuanto a la $K_c$, en ninguno de los dos casos se modifica. Las constantes de equilibrio dependen únicamente de la temperatura, que aquí se mantiene constante; lo que cambia al variar el volumen son las concentraciones individuales, que se reajustan hasta que su cociente vuelve a valer lo mismo.