QuímicaFácilCuestión · 1,5 pts

Desplazamiento del equilibrio

Andalucía · 2024 · Junio

Enunciado

Bloque B · B2. El metanol se prepara industrialmente según el proceso siguiente:

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

Razone cómo afectaría al rendimiento de la reacción:

a) Aumentar la temperatura.

b) Retirar del reactor el

\text{CH}_3\text{OH}

a medida que se vaya produciendo.

c) Aumentar la presión del sistema a temperatura constante.

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

\boxed{\;\textbf{a) Disminuye (se desplaza a la izquierda; } K \text{ baja)}\;}

\boxed{\;\textbf{b) Aumenta (se desplaza a la derecha)} \qquad \textbf{c) Aumenta (hacia menos moles de gas)}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Antes de contestar, anota los dos datos que gobiernan las tres respuestas:

$\Delta H < 0$ : la reacción directa es exotérmica, así que el calor se puede escribir como un producto: $\text{CO} + 2\text{H}_2 \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{OH} + \text{calor}$ .
Moles de gas: $1 + 2 = \mathbf{3}$ a la izquierda y $\mathbf{1}$ a la derecha. Como no son iguales, este equilibrio sí responde a la presión.

A partir de ahí todo es el principio de Le Châtelier: el sistema evoluciona en el sentido que contrarresta la perturbación.

Desarrollo

a) Aumentar la temperatura: el rendimiento disminuye.

Con el calor escrito como producto,

\text{CO}(g) + 2\,\text{H}_2(g) \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{OH}(g) + \text{calor}

aportar calor equivale a "añadir producto": el sistema se desplaza hacia los reactivos, en el sentido endotérmico, y se forma menos metanol. Además, la temperatura es la única de las tres variables que cambia el valor de $K$ , que aquí disminuye.

(Por eso el proceso industrial trabaja con un compromiso: a temperatura baja el rendimiento sería mayor, pero la reacción sería tan lenta que no resultaría rentable. Se usa un catalizador para poder bajar la temperatura sin perder velocidad.)

b) Retirar el metanol: el rendimiento aumenta.

Al eliminar un producto, el cociente de reacción cae por debajo de

K

Q = \frac{[\text{CH}_3\text{OH}]}{[\text{CO}][\text{H}_2]^2} \;\downarrow\; < K

El sistema responde desplazándose hacia la derecha para reponerlo. Como el metanol se va retirando continuamente, el equilibrio nunca llega a restablecerse del todo y la reacción sigue avanzando: es un recurso industrial habitual para forzar rendimientos altos.

c) Aumentar la presión: el rendimiento aumenta.

Subir la presión (por ejemplo, reduciendo el volumen) hace que el sistema se desplace hacia el lado con menos moles de gas, que es el que ocupa menos volumen y alivia esa presión:

\underbrace{3\ \text{mol de gas}}_{\text{reactivos}} \;\longrightarrow\; \underbrace{1\ \text{mol de gas}}_{\text{producto}}

El desplazamiento es hacia la derecha: se forma más metanol. De ahí que la síntesis industrial se haga a presiones elevadas (del orden de 50-100 atm).

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

Consejo

En a) la respuesta intuitiva —"calentar acelera, luego mejora el rendimiento"— confunde velocidad con rendimiento. Calentar hace que se llegue antes al equilibrio, pero en una reacción exotérmica ese equilibrio está peor situado. Distinguir las dos cosas es justo lo que se puntúa.

En c), antes de contestar cuenta los moles de gas. Si hubiera los mismos a los dos lados, la presión no tendría ningún efecto, y ésa es una variante que también cae.

Y precisa siempre si $K$ cambia o no: solo lo hace en el apartado a).