Desplazamiento del equilibrio

a) FALSA.

Contamos los moles gaseosos a cada lado:$$\Delta n = n_{\text{productos}}^{(g)} - n_{\text{reactivos}}^{(g)} = 2 - (1 + 2) = \mathbf{-1}$$Como $\Delta n \neq 0$:$$K_p = K_c\,(RT)^{\Delta n} = \frac{K_c}{RT} \;\neq\; K_c$$Las dos constantes solo serían iguales si $\Delta n = 0$, como en $\text{H}_2(g) + \text{I}_2(g) \rightleftharpoons 2\,\text{HI}(g)$. Además, ni siquiera tienen las mismas unidades: aquí $K_p$ va en $\text{atm}^{-1}$ y $K_c$ en $\text{mol}^{-1}\cdot\text{L}$.

b) VERDADERA.

En una reacción endotérmica, $\Delta H > 0$, y el calor puede escribirse como un reactivo más:$$\text{reactivos} + \text{calor} \rightleftharpoons \text{productos}$$Al aumentar la temperatura estamos "añadiendo" ese reactivo, y por el principio de Le Châtelier el sistema se opone consumiéndolo: el equilibrio se desplaza hacia la derecha y aumenta la cantidad de productos.

La misma conclusión se obtiene de la ecuación de van't Hoff, que muestra que $K$ crece con $T$ cuando $\Delta H > 0$:$$\ln\frac{K_2}{K_1} = -\frac{\Delta H}{R}\left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right)$$La temperatura es, de hecho, la única variable que modifica el valor de $K$; la presión, el volumen o la adición de sustancias desplazan el equilibrio, pero no cambian la constante.

c) FALSA.

El equilibrio químico es dinámico, no estático. Al alcanzarlo, las reacciones directa e inversa siguen produciéndose, pero a la misma velocidad:$$v_{\text{directa}} = v_{\text{inversa}} \;\neq\; 0$$Lo que permanece constante son las concentraciones, no la actividad molecular. Se sigue formando producto exactamente al mismo ritmo al que se descompone, y por eso macroscópicamente parece que "no pasa nada".

La prueba experimental clásica son los marcadores isotópicos: si en el equilibrio $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\,\text{HI}$ se introduce yodo radiactivo, al cabo de un tiempo aparece marcado también el $\text{HI}$, aunque las concentraciones no hayan cambiado.