QuímicaFácilCuestión · 2 pts

Desplazamiento del equilibrio

Andalucía · 2025 · Reserva 1 · Opción A

Enunciado

Explique cómo afectan los siguientes cambios al equilibrio:

\text{H}_2(g) + \text{I}_2(g) \rightleftharpoons 2\,\text{HI}(g) \qquad \Delta H = 51{,}8\ \text{kJ}

a) Elevar la temperatura.

b) Retirar

\text{H}_2

.

c) Introducir

\text{HI}

.

d) Añadir un catalizador.

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

\boxed{\;\textbf{a) Hacia la derecha (y aumenta } K) \qquad \textbf{b) Hacia la izquierda}\;}

\boxed{\;\textbf{c) Hacia la izquierda} \qquad \textbf{d) No se desplaza: solo se alcanza antes}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Es una aplicación directa del principio de Le Châtelier: si se perturba un sistema en equilibrio, éste evoluciona en el sentido que contrarresta la perturbación.

Antes de contestar nada, anota dos cosas del enunciado:

$\Delta H > 0$ : la reacción directa es endotérmica, así que puedes escribir el calor como un reactivo más: $\text{H}_2 + \text{I}_2 + \text{calor} \rightleftharpoons 2\text{HI}$ .
Moles de gas: $1 + 1 = 2$ a la izquierda y $2$ a la derecha. Son iguales, así que los cambios de presión o volumen no desplazan este equilibrio (dato que no piden aquí, pero que conviene tener localizado).

Y no olvides el matiz decisivo: la temperatura es lo único de la lista que cambia el valor de

K

. Todo lo demás desplaza el equilibrio dejando

K

intacta.

Desarrollo

a) Elevar la temperatura: se desplaza hacia la derecha (más $\text{HI}$ ).

Al ser

\Delta H > 0

, el calor actúa como reactivo:

\text{H}_2(g) + \text{I}_2(g) + \text{calor} \rightleftharpoons 2\,\text{HI}(g)

Si aportamos calor, el sistema lo consume desplazándose en el sentido endotérmico, es decir, hacia la formación de

\text{HI}

. Además, en este caso $K$ aumenta: la temperatura es la única variable que modifica el valor de la constante.

b) Retirar $\text{H}_2$ : se desplaza hacia la izquierda.

Al quitar un reactivo, el cociente de reacción

Q

se hace mayor que $K$ :

Q = \frac{[\text{HI}]^2}{[\text{H}_2][\text{I}_2]} \;\uparrow\; > K

El sistema reacciona reponiendo parte del

\text{H}_2

retirado, o sea, descomponiendo

\text{HI}

: el equilibrio se desplaza hacia los reactivos y la cantidad de

\text{HI}

disminuye.

c) Introducir $\text{HI}$ : se desplaza hacia la izquierda.

Aumentar la concentración de un producto también hace

Q > K

. El sistema consume el exceso de

\text{HI}

desplazándose hacia los reactivos, de modo que aumentan $[\text{H}_2]$ y $[\text{I}_2]$ hasta recuperar el valor de

K

(que no cambia, porque la temperatura no ha cambiado).

d) Añadir un catalizador: no lo desplaza.

Un catalizador rebaja la energía de activación de la reacción directa y de la inversa en la misma medida, así que acelera ambas por igual. El resultado:

El equilibrio se alcanza antes.
Las concentraciones finales y el valor de $K$ no cambian.

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

Consejo

El error más frecuente es decir que el catalizador "desplaza el equilibrio hacia los productos" o "aumenta el rendimiento". No: cataliza las dos reacciones por igual. Lo único que cambia es el tiempo que tarda en llegar al equilibrio.

El segundo error es afirmar que $K$ cambia al añadir o quitar sustancias. $K$ solo depende de la temperatura. En b) y c) el sistema se mueve precisamente para mantener $K$ .

Y para el apartado a) apóyate en el signo de $\Delta H$ escribiendo el calor dentro de la ecuación: es la forma más rápida de no equivocarse de sentido.