Ejercicio resuelto de Equilibrio químico · Química · 2026

Considere la siguiente reacción:

$2\,\mathrm{H}_{2}\,(g) + \mathrm{CO}\,(g) \rightleftharpoons \mathrm{CH}_{3}\mathrm{OH}\,(g), \qquad \Delta H = -90{,}5\ \mathrm{kJ}$

a) El valor de $K_{p}$ para este proceso es de 0,095 cuando transcurre a una temperatura de 686 K. Si las concentraciones de todas las especies son 0,05 M, explique si el sistema se encuentra en equilibrio y si no lo está, ¿hacia qué lado evolucionará la reacción para alcanzarlo? [1 punto]

b) Proponga, de forma razonada, dos formas distintas de mejorar la formación de metanol (CH$_{3}$OH) sin adicionar más H$_{2}$ ni CO. [1 punto]

Datos: $R = 0{,}082\ \mathrm{atm}\ \mathrm{L}\ \mathrm{mol}^{-1}\ \mathrm{K}^{-1}$.

$\textbf{a) El valor de Kp para este proceso es de 0,095 a 686 K. Si las concentraciones de todas las especies son 0,05 M, explique si el sistema se encuentra en equilibrio y, si no lo está, ¿hacia qué lado evolucionará la reacción para alcanzarlo? [1 punto]}$

Para responder hay que comparar el cociente de reacción con la constante de equilibrio, y ambos deben estar expresados en las mismas unidades. Como los datos son concentraciones, conviene pasar la $K_p$ a $K_c$.

$K_p = K_c\,(R\,T)^{\Delta n} \qquad \Delta n = 1 - (2 + 1) = -2$

$K_c = \frac{K_p}{(R\,T)^{-2}} = K_p\,(R\,T)^{2} = 0{,}095 \cdot (0{,}082 \cdot 686)^2$

$K_c = 300{,}6$

Ahora se evalúa el cociente de reacción con las concentraciones que da el enunciado:

$Q_c = \frac{[\mathrm{CH_3OH}]}{[\mathrm{CO}]\,[\mathrm{H_2}]^2} = \frac{0{,}05}{0{,}05 \cdot (0{,}05)^2} = 400$

$Q_c = 400 \neq K_c = 300{,}6$

Como los dos valores no coinciden, el sistema $\textbf{no está en equilibrio}$.

Además $Q_c > K_c$, lo que significa que hay demasiado producto en relación con los reactivos. Para que $Q_c$ baje hasta igualar a $K_c$, el numerador debe disminuir y el denominador aumentar: se consumirá metanol y se formarán CO e $\mathrm{H_2}$. La reacción evoluciona, por tanto, $\textbf{hacia la izquierda}$.

$\textbf{b) Proponga, de forma razonada, dos formas distintas de mejorar la formación de metanol (CH₃OH) sin adicionar más H₂ ni CO. [1 punto]}$

Las tres vías posibles se deducen del principio de Le Chatelier, según el cual un sistema en equilibrio responde a cualquier perturbación desplazándose en el sentido que la contrarresta. Basta con exponer dos de ellas.

$\textbf{Disminuir la temperatura.}$ La reacción directa es exotérmica, ya que $\Delta H = -90{,}5$ kJ. Al enfriar, el sistema se desplaza en el sentido en que se libera calor, es decir, hacia la derecha, y se forma más metanol.

$\textbf{Aumentar la presión.}$ Un aumento de presión desplaza el equilibrio hacia el lado con menos moles gaseosos. Aquí hay 3 mol de gas entre los reactivos y solo 1 entre los productos:

$\Delta n_{\text{gas}} = 1 - 3 = -2$

De modo que comprimir el sistema, o equivalentemente reducir el volumen del reactor, favorece la formación de metanol.

También valdría $\textbf{retirar metanol}$ del medio a medida que se forma: al disminuir la concentración de un producto, el sistema evoluciona hacia la derecha para reponerlo, que es el fundamento de la separación continua en los procesos industriales.