Ejercicio resuelto de Principio de Chatelier · Química · 2020

Sobre la reacción: ${\text{O}}_2(g)+{\text{N}}_2(g)\rightleftharpoons 2\text{NO}(g);\mathrm{\Delta }H>0$. Explique cómo evolucionaría el sistema en equilibrio, si aumentamos:

i) la temperatura. [0,50 puntos]

ii) la presión total. [0,50 puntos]

iii) la concentración de monóxido de nitrógeno. [0,50 puntos]

iv) la concentración de nitrógeno. [0,50 puntos]

$\mathbf{\text{i)}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{temperatura.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza en el sentido en que se absorbe calor. Como la reacción directa es endotérmica ($\mathrm{\Delta }H>0$), ese sentido es $\mathbf{\text{hacia}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{derecha}}$: se forma más monóxido de nitrógeno y la constante de equilibrio aumenta.

Es, de hecho, la razón de que el NO se genere en los motores de combustión y en los rayos: hace falta muchísima temperatura para que el nitrógeno y el oxígeno del aire reaccionen apreciablemente.

$\mathbf{\text{ii)}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{presi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{total.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Aquí no pasa nada. Contando los moles de gas a un lado y a otro:

${\mathrm{O}}_2(\mathrm{g})+{\mathrm{N}}_2(\mathrm{g})\rightleftharpoons 2\mathrm{N}\mathrm{O}(\mathrm{g})2\text{ mol}⟷2\text{ mol}$

Como $\mathrm{\Delta }n=0$, no hay un lado que ocupe menos volumen que el otro, así que un aumento de presión $\mathbf{\text{no}}\mathbf{\text{desplaza}}$ el equilibrio: las cantidades de las tres especies siguen igual.

$\mathbf{\text{iii)}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{concentraci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{mon}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{xido}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{nitr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Al añadir producto, el cociente de reacción queda por encima de la constante y el sistema evoluciona consumiéndolo, es decir, $\mathbf{\text{hacia}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{izquierda}}$: se formará más nitrógeno y más oxígeno hasta recuperar el valor de $K_c$.

$\mathbf{\text{iv)}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{concentraci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{nitr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Al añadir uno de los reactivos ocurre lo contrario: el cociente queda por debajo de la constante y el equilibrio se desplaza $\mathbf{\text{hacia}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{derecha}}$, consumiendo nitrógeno y oxígeno y formando más monóxido de nitrógeno.

En ninguno de estos tres últimos casos cambia el valor de la constante; solo lo hace en el primero, porque la constante únicamente depende de la temperatura.