La adición de un reactivo o producto en estado sólido no modifica la posición del equilibrio, ya que su concentración no aparece en la expresión de la constante de equilibrio. Por tanto, la adición de $\ce{C(s)}$ no afecta al rendimiento de producción de $\ce{H2}$.

La reacción es endotérmica ($\Delta H = +131,2 \text{ kJ} \cdot \text{mol}^{-1}$). Según el Principio de Le Chatelier, un aumento de temperatura desplaza el equilibrio en la dirección en la que se absorbe calor. En este caso, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, es decir, hacia los productos. Esto favorece la formación de $\ce{H2}$, aumentando su rendimiento. El factor entálpico favorece la formación de productos al aumentar la temperatura.

Una reducción del volumen del recipiente implica un aumento de la presión total del sistema. Según el Principio de Le Chatelier, un aumento de presión desplaza el equilibrio hacia donde hay menor número de moles de gas. Observando la estequiometría de la reacción ajustada:

En el lado de los reactivos hay 1 mol de gas ($\ce{H2O(g)}$) y en el lado de los productos hay 2 moles de gas ($\ce{CO(g)}$ y $\ce{H2(g)}$). Al haber más moles de gas en el lado de los productos, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda (reactivos) para contrarrestar el aumento de presión. Esto disminuirá la cantidad de $\ce{H2}$ producido, reduciendo su rendimiento.