QuímicaFácilCuestión · 2 pts

Desplazamiento del equilibrio

Andalucía · 2026 · Reserva 2 · Opción A

Enunciado

(2 puntos: 0,5 puntos cada apartado)

El proceso Haber-Bosch es uno de los más eficientes para la obtención de amoniaco, y se basa en el siguiente equilibrio:

3\,\text{H}_2(g) + \text{N}_2(g) \rightleftarrows 2\,\text{NH}_3(g) \qquad \Delta H^\circ = -46\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}

Razone si cada una de las siguientes modificaciones del sistema favorece o no la producción de amoniaco:

a) Una disminución del volumen del reactor a temperatura constante.

b) La retirada de amoniaco.

c) El aumento de la temperatura en el reactor.

d) El aumento de la concentración de

\text{H}_2(g)

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Resultado

\boxed{\;\textbf{a) Sí (hacia menos moles de gas)} \qquad \textbf{b) Sí} \qquad \textbf{c) No (directa exotérmica)} \qquad \textbf{d) Sí}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Es una cuestión de principio de Le Chatelier de manual: si se perturba un sistema en equilibrio, este evoluciona en el sentido que contrarresta la perturbación. Antes de empezar, apunta los dos datos del equilibrio que vas a usar una y otra vez:

Moles de gas: $3 + 1 = 4$ a la izquierda y $2$ a la derecha. La síntesis de amoniaco reduce el número de moles gaseosos.
Entalpía: $\Delta H^\circ < 0$ , la reacción directa es exotérmica (desprende calor) y la inversa, endotérmica.

Para justificar con rigor puedes apoyarte en el cociente de reacción

Q_c

comparado con

K_c

K_c = \frac{[\text{NH}_3]^2}{[\text{H}_2]^3\,[\text{N}_2]}

Desarrollo

a) Disminución del volumen a $T$ constante: sí favorece.

Al reducir el volumen aumenta la presión total. El sistema la contrarresta desplazándose hacia donde hay menos moles de gas, es decir, hacia la derecha (4 mol

\rightarrow

2 mol).

Con el cociente de reacción: si el volumen se reduce a la mitad, todas las concentraciones se duplican y

Q_c = \frac{(2[\text{NH}_3])^2}{(2[\text{H}_2])^3\,(2[\text{N}_2])} = \frac{4}{16}\,K_c = \frac{K_c}{4} < K_c

Como

Q_c < K_c

, la reacción avanza hacia los productos hasta recuperar

K_c

(que no cambia, porque

T

es constante). Se forma más amoniaco.

b) Retirada de amoniaco: sí favorece.

Al retirar

\text{NH}_3

disminuye el numerador de

Q_c

, que se hace menor que

K_c

. El sistema repone parte del producto retirado desplazándose hacia la derecha. Por eso en la industria se licúa y se retira el amoniaco de forma continua.

c) Aumento de la temperatura: no favorece.

La reacción directa es exotérmica. Al calentar, el sistema contrarresta el aporte de calor desplazándose en el sentido que lo absorbe, el endotérmico: hacia la izquierda, descomponiendo amoniaco.

Dicho de otro modo, en una reacción exotérmica

K_c

disminuye al aumentar

T

(ecuación de van't Hoff), así que en el nuevo equilibrio hay menos

\text{NH}_3

.

(En la práctica se trabaja a unos

400

450\ ^\circ\text{C}

con catalizador de hierro: a baja temperatura el rendimiento sería mayor, pero la reacción sería demasiado lenta. Es un compromiso entre rendimiento y velocidad.)

d) Aumento de la concentración de $\text{H}_2$ : sí favorece.

Al añadir hidrógeno aumenta el denominador de

Q_c

, que pasa a ser menor que

K_c

. El sistema consume parte del

\text{H}_2

añadido desplazándose hacia la derecha, y se forma más amoniaco (y se aprovecha mejor el

\text{N}_2

Consejo

En c) el razonamiento tiene que nombrar el signo de $\Delta H$ : «al subir la temperatura el equilibrio se desplaza en el sentido endotérmico, que aquí es el inverso». Decir solo «no favorece» sin justificar se califica con cero.

No confundas desplazar el equilibrio con cambiar la constante: en a), b) y d) $K_c$ no varía (la temperatura no cambia); solo en c) cambia el valor de $K_c$ .

Y en a) cuenta los moles gaseosos de cada lado ( $4$ frente a $2$ ): es la única cuenta que necesitas para decidir el sentido.