Para resolver essa questão, precisamos aplicar o princípio de Le Châtelier, que afirma que, se um sistema em equilíbrio é perturbado, o sistema reagirá para minimizar essa perturbação. A reação dada é endotérmica (∆H = +206 kJ/mol), o que significa que o aumento da temperatura favorece a formação de produtos (neste caso, H2). Além disso, a reação produz mais moléculas de gás (4 moléculas de gás no lado dos reagentes e 4 moléculas no lado dos produtos), então a pressão não terá um efeito significativo sobre o equilíbrio. Vamos analisar as alternativas: (A) aumentar a temperatura e aumentar a concentração de CH4 (g) - Aumentar a temperatura favorece a produção de H2, e aumentar a concentração de CH4 também favorece a reação. Essa opção é válida. (B) aumentar a temperatura e aumentar a pressão - Aumentar a temperatura favorece a produção de H2, mas aumentar a pressão não favorece a reação, pois não há mudança no número de moléculas de gás. Essa opção não é a melhor. (C) diminuir a temperatura e aumentar a concentração de CH4 (g) - Diminuir a temperatura favorece a formação de reagentes, não de produtos. Essa opção não é válida. (D) diminuir a temperatura e aumentar a pressão - Diminuir a temperatura não favorece a produção de H2, e aumentar a pressão não é eficaz. Essa opção não é válida. (E) diminuir a temperatura e diminuir a pressão - Diminuir a temperatura não favorece a produção de H2, e diminuir a pressão também não é eficaz. Essa opção não é válida. Portanto, a alternativa correta é: (A) aumentar a temperatura e aumentar a concentração de CH4 (g).