Copia de pre_presentacion_13a_equilibrio quimico_2021_2_hurtado_Jaramillo_rev coordinacion - Ernesto Montero Domínguez

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Equilibrio químico
Pre –
Universitario
2021-2
13
La velocidad de reacción es la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o
un reactivo al transcurrir el tiempo.
A
B
Se muestra el siguiente ejemplo para una reacción sencilla y una grafica como varia la 
concentración de reactivos y productos con el tiempo
Producto
Reactante
[ ]
TiempoInicio
La velocidad de reacción se puede
expresar según:
 
x
x
t


=

x = (-) Para los reactantes
x = (+) Para los productos
x = Velocidad de reacción de x
x = Variación de concentración de x
t = Variación del tiempo.
,
. . min
mol mol
L s L
 
 
 
La enzima sacarasa en 240 minutos ha logrado
disminuir la concentración de la sacarosa hasta 0,60
M. Si asumimos que la velocidad de consumo del la
sacarosa es constante e igual a 0,2 M/hora, entonces
la concentración molar (M) inicial de la sacarosa, es:
A) 1,0 B) 1,2 C) 1,4 D) 1,6 E) 2,0
Para halla la velocidad se tiene:
Reemplazando:
   
final inicial
v
tiempo
−
= −

   
 
0,60
0,2
4
1,4
inicial
inicial
MM
h h
M
−
= −
=
Sacarosa → productos
Energía de Activación (EA)
Es la energía (calor) necesaria que debe absorber los
reactantes para iniciar la reacción.
EA = ECA - EREACT
Del gráfico: EA = (950 - 10) = 940 kJ/mol
Es un estado energético transitorio de reactantes a 
productos, a esta condición ocurre la ruptura y 
formación de enlace.
Del gráfico: ECA. = 950 kJ/mol
Avance de la reacción
E
(k
J
/m
o
l)
El perfil de la reacción describe como 
cambia la energía de la reacción en la 
medida que avanza. Entalpia de reacción:
Es la energía que se absorbe
o libera en una reacción
química
ERXN = EPROD – EREACT
Del gráfico:
 ERXN = (900 – 10)
 ERXN = + 890 kJ/mol

Del gráfico:  ERXN = (10 – 40) = - 30 KJ/mol
E
 
(K
J
/m
o
l)
E
 
(K
J
/m
o
l)
Del gráfico:  ERXN = (40 – 10) = +30 KJ/mol
LIBERA 
ENERGÍA
EPROD < EREACT
EPROD > EREACT
Proceso en donde hay absorción o consumo de 
calor.
Proceso donde hay desprendimiento o
producción o emisión de calor.

→ +
H
Reac tantes productos calor

+ →
H
Reac tantes calor productos
ABSROBE 
ENERGÍA
El siguiente diagrama muestra el perfil de reacción de una reacción. Identifique la alternativa
correcta de los componentes indicados mediante los cuadros.
A) (1) reactantes, (2) complejo activado, (3) productos, (4) entalpía.
B) (1) complejo activado, (2) energía de activación, (3), productos, (4) entalpía
C) (1) reactantes, (2) energía de activación, (3) entalpía, (4) productos
D) (1) productos, (2) energía de activación, (3) entalpía, (4) reactantes
E) (1) energía de activación, (2) reactantes, (3) complejo activado, (4) productos
E
n
e
rg
ía
 p
o
te
n
c
ia
l
Avance de la reacción
2
1
3
4
La reacciones elementales o sencillas son
aquellas que se producen en un solo paso o
en una sola etapa, mediante la interacción
directa de los átomos de los reactivos para
formar los productos.
La velocidad de reacción de cada sustancia
participante en una reacción, son directamente
proporcional a los coeficientes
estequiométricos de la ecuación.
a A + b B→ c C + d D
v: velocidad del reactante o producto
a, b, c, d: coeficientes estequiométricos.
NO(g) + O3 (g)→ NO2 (g) + O2 (g)
E
 
(k
J
/m
o
l)
NO + O3
NO2 + O2
Avance de reacción
CA B D
vv v v
a b c d
= = =
La descomposición de N2O5 se lleva a cabo de acuerdo con la siguiente ecuación:
Si la velocidad de descomposición del N2O5 en un instante específico en un recipiente de reacción
de 4,2×10-7M/s, ¿cuál es la velocidad (M/s) de aparición de NO2 y O2, respectivamente.
A) 4,2×10-7 y 2,1×10-7
B) 8,4×10-7 y 2,1×10-7
C) 2,1×10-7 y 2,1×10-7
D) 16,8×10-7 y 8,4×10-7
E) 2,1×10-7 y 8,4×10-7
2 5( ) 2( ) 2( )2 4g g gN O NO O⎯⎯→ +
La Ley de Acción de Masas de Guldberg y Waage,
dice que: “La velocidad de la reacción es
directamente proporcional a la concentración de la
masas implicadas en la Ley de Velocidad”.
v: velocidad instantánea
k: Constante específica de la velocidad.
x; y: Cantidades experimentales
Además:
x + y : n (orden de la reacción)
x : orden respecto a A
y : orden respecto a B
A : Concentración Molar de A
B : Concentración Molar de B.
 = k Ax B y
Para la reacción: a A + b B → Productos
Tenemos la siguiente
Ley de velocidad:
Dada la siguiente reacción de segundo orden en
fase gaseosa:
2 NO2 (g) → N2O4 (g)
Si la concentración de NO2 en un determinado
tiempo se reduce a la mitad, ¿Qué relación existe
entre la nueva velocidad de reacción con respecto
a la velocidad inicial?
A) 1/2 B) 1/4 C) 1/8 D) 1/3 E) 1/9
Se tiene:
 1 = k  NO2 
2
Si la concentración se reducen a la mitad:
 2 = k ( NO2  /2 ) 
2
 2 = k  NO2 
2 /4
 2 =  1 /4
Si la reacción es 
elemental se 
cumple:
x= a
y=b
Una reacción A + B → C cumple la siguiente ley de velocidad: v = k[B]2.
Indique si la proposición es verdadera (V) o falsa (F) según corresponda:
I. Si se duplica [A], la velocidad de reacción cambia.
II. Si se triplica [B], la velocidad de reacción es v = 3k[B]2.
III. Si se cuadruplica [A], la unidad de la constante de velocidad es [Ms-1]
Son correctas:
A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) I, II y III
Si la siguiente reacción ocurre en una sola etapa elemental, prediga su ley
de velocidad:
A) v=k[HBr]2 B) v=k[H2]
2 C) v=k[Br2]
2 D) v=k[H2][Br2]
E) v=k[H2][HBr]
2
2( ) 2( ) ( )2g g gH Br HBr+ ⎯⎯→
Una reacción irreversible es aquella que
ocurre en un solo sentido, pues los reactantes
no son regenerables a partir de los productos.
Por ejemplo, al quemar papel, ya no podemos
regenerar al papel por reacción de sus
productos de combustión.
A B C
+
+
A B C→
Una reacción reversible es aquella que en algún punto
de su transcurso alcanza un estado de equilibrio en el
que las concentraciones de los reactivos y productos
permanecen constantes; ocurre en ambos sentidos de
la ecuación química. La reversibilidad disminuye el
rendimiento de reacción.
(una sola flecha) (doble flecha)
Con respecto a la gráfica de concentración molar vs tiempo para una
reacción reversible, indique el valor de verdad de cada proposición según
corresponda:
I. La curva correspondiente a los reactantes siempre tiene pendiente
negativa y la de los productos pendiente positiva.
II. La pendiente de cada curva representa, en general, la velocidad de
reacción de la especie.
III. En el estado de equilibrio, las curvas correspondientes a reactantes y
productos son rectas oblicuas.
A) VVV B) VVF C) FVF D) VFF E) FVV
En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se
consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que,
por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha
concluido.
Al inicio de la 
reacción solo 
tenemos los 
reactantes H2 y I2.
A medid que 
avance la reacción 
se va formando el 
producto HI.
Pasado un tiempo la 
concentración de 
producto se 
mantienes constante, 
lo que hiciera pensar 
que la reacción ha 
concluido.
En 1908 el químico alemán Fritz Haber ideó el proceso de
síntesis de amoniaco a partir de sus elementos, y gracias
a estos estudios obtuvo el premio Nobel de Química en el
año 1918.
El ingeniero alemán Carl Bosch desarrolló y diseñó el
proceso industrial, motivo por el cual llegó a obtener el
premio Nobel de Química en el año 1931.
Las condiciones de reacción para la obtención del
amoniaco son : entre 400 °C y 500 °C, con respecto a la
presión, entra 100 y 220 atm, catalizador: Fe2O3, grado de
conversión: entre 20 a 30%.
El equilibrio químico es un
estado de un sistema
reaccionante en el que no se
observan cambios a medida
que transcurre el tiempo, a
pesar de que siguen
reaccionando entre si las
sustancias presentes eso
significa que es un sistema
dinámico y además se da
para reacciones reversibles
.
2( ) 2( ) 3( )3 2 , 109 /g g gN H NH H kJ mol
⎯⎯→+  = −⎯⎯
Concentración 
constante
Velocidad directa 
es igual a la inversaEs dinámico: competencia de dos velocidades,
tanto directa como la inversa, ambas ocurren
simultáneamente.
Es espontáneo: se logra sin necesidad de fuerza o
agente exterior, el equilibrio alcanza en tiempo
finito.
En el equilibrio las concentraciones son definidas
entre dos tendencias opuestas, las cuales son la
estabilidad versus la entropía.
Es independiente del camino que sigue la reacción
y sólo depende de las concentraciones finales de
reactivos y productos
No tiene reactivo limitante.
Respecto a las características del equilibrio químico, marque la
alternativa incorrecta.
A) Es de carácter espontáneo
B) Es dinámico
C) La concentración de las sustancias es constante
D)La presión total de los gases es constante
E) Se da en reacciones irreversibles
Determine si las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F),
respecto al estado de equilibrio químico.
I. Se alcanza de forma espontánea, y dinámico a nivel molecular.
II. La velocidad de reacción directa es equiparable o semejante a la
velocidad de reacción inversa.
III. Solo se alcanza el equilibrio partiendo desde los reactantes.
A) VVF B) VVV C) FVV D) FFV E) VFV
Respecto a las características del equilibrio químico, marque la alternativa incorrecta.
i ii iii
I. En i, a partir de t1 se alcanza el equilibrio químico.
II. En ii, a medida que transcurre la reacción hasta t1, se tiene que la concentración tetróxido de
dinitrógeno disminuye y la concentración del dióxido de nitrógeno aumenta.
III. En iii, inicialmente N2O4 y NO2 poseen distinta concentración
A) VVV B) FVV C) FFV D) VVF E) FFF
[ ] [ ] [ ]
t1 t1 t1t
t t
N2O4
NO2
N2O4
NO2
N2O4
NO2
VD
Vi
Sea la reacción: a A + b B c C + d D
Según la Ley de acción de masas de GULDBERG y WAAGE.
VD = kD [A]
a [B]b y Vi = ki [C]
c [D]d
En el equilibrio la velocidad de reacción directa es igual a 
la inversa
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera
que el sistema está en equilibrio.
D
Eq
i
K
K
K
=
   
   
 
 
c d
c a b
C D
K
A B
=
( ) ( )
( ) ( )
c d
C D
p a b
A B
p p
K
p p
=
Constante de Equilibrio 
en función de las 
concentraciones.
Constante de Equilibrio 
en función de las 
presiones parciales.
Maximilian Guldbert Peter Waage
En 1864 Cato Maximilian Guldbert
(1836–1902) y Peter Waage (1833–
1900) postularon su ley de acción de
masas, que expresa la relación entre las
concentraciones (expresadas como
presiones parciales en el caso de gases
y como molaridades en el de
disoluciones) de los reactivos y
productos presentes en el equilibrio en
cualquier reacción.
Supóngase la siguiente ecuación general de
equilibrio:
a A + b B c C + d D
Donde: 
T= Temperatura en 
Kelvin (°C+273)
R= 0,082 atm.L/mol.K
∆n = (c+d) – (a+b) 
c
[ ] [ ]
K
[ ] [ ]
c d
a b
C D
A B
=
pK
c d
C D
a b
A B
p p
p p
=
Kp = Kc (RT)
∆n
Nota: Si n = 0 → Kp = Kc
Constante de Equilibrio en 
función de las concentraciones.
Constante de Equilibrio en 
función de las presiones 
parciales.
Para la siguiente reacción en equilibrio a una 
temperatura absoluta T (cte):
Se tiene las siguientes concentraciones en el 
equilibrio:
¿ Cuál será su constante de equilibrio, Kc?
A) 0,25 B) 1,00 C) 0,33 D) 0,44 E) 0,67
( ) 2( ) 2( )2 2g g gNO O NO
⎯⎯→+ ⎯⎯
     2 20,50 ; 0,75 ; 0,25NO M O M NO M= = =
 
   
2
2
2
2
2
2
0,25
0,50 0,75
0,33
c
c
c
NO
K
NO O
K
K
=
=

=
En la reacción
Indique que relación se cumple entre Kc, el grado de disociación () y la concentración inicial (C0).
A)
B)
C)
D)
E)
2 4( ) 2( )2g gN O NO
⎯⎯→⎯⎯
0cK C =
2
04
1
c
C
K


=
−
04
1
c
C
K

=
+
02
1
c
C
K


=
−
2
02
1
c
C
K


=
−
Para la siguiente reacción reversible, determine Kp/Kc
A)
B)
C)
D)
E)
( ) ( ) ( )2 3 2s g gA B C
⎯⎯→+ ⎯⎯
3
1
( )RT
2( )RT −
RT
1
RT
2RT
Cuanto mayor sea Keq (Kc>1), mayor es la
conversión de reactantes en productos.
Cuanto menor sea Keq (Kc<1), menor es la
conversión de reactantes en productos.
C) La expresión de Keq depende de la forma en
que se ha escrito la ecuación química del
sistema en equilibrio químico:
A + B C + D Keq = K1
1) Si una ecuación se invierte:
C + D A + B Keq = 
1
1
K
⇌
⇌
2) Si se multiplica por un factor n la ecuación
n A + n b n C + n D Keq = (K1)
n⇌
3) Si una reacción puede expresarse
como suma de dos o mas
reacciones, la K para la reacción
global es igual al producto de las
constantes de equilibrio de las
reacciones individuales. Esto se
conoce como la regla de los
equilibrios múltiples.
A) La constante de equilibrio solamente varia
con la temperatura.
B) La constante de equilibrio es independiente
de las concentraciones iniciales.
A + B C Keq = K1
C D + E Keq = K2⇌
A + B D + E Keq = K1.K2⇌
Determine la constante de equilibrio Kc
Datos:
a.
b.
A) 0,61×10-49
B) 1,74×10-49
C) 1,74×10-13
D)0,61×10-13
E) 1,35×10-12
2 ( ) 2( ) ( )
1
2
2
g g gN O O NO
⎯⎯→+ ⎯⎯
18
2( ) 2 2 ( ) ( )
1
; 2,7 10
2
g g c aN O N O K
⎯⎯→+ = ⎯⎯
31
2( ) 2 ( ) ( )2 ; 4,7 10g g c bN O NO K
−⎯⎯→+ = ⎯⎯
La constante de equilibrio Kc para la siguiente reacción:
es 0,4.
Calcule Kc a la misma temperatura para la siguiente reacción:
A) 12,425 B) 8,625 C) 15,625 D) 18,625 E) 20,000
( ) ( ) ( )
1 1
3 3
g g gA B C
⎯⎯→+ ⎯⎯
( ) ( ) ( )3 g g gC A B
⎯⎯→ +⎯⎯
Los siguientes equilibrios se alcanzaron a 823K:
a.
b.
De acuerdo con estos equilibrios, calcule la constante de equilibrio para
a 823K
A) 0,279×10-4 B) 0,109 C) 0,137 D) 7,313 E) 9,161
2( ) 2( ) ( ) 2 ( )g g g gH CO CO H O
⎯⎯→+ +⎯⎯
( ) 2( ) ( ) 2 ( ) ( ); 67s g s g c aCoO H Co H O K
⎯⎯→+ + =⎯⎯
( ) ( ) ( ) 2( ) ( ); 490s g s g c bCoO CO Co CO K
⎯⎯→+ + =⎯⎯
Puede ser que una reacción química no haya logrado el equilibrio en un determinado instante,
entonces se puede calcular el cociente de reacción (Q), en lugar de la constante de equilibrio Kc,
con los valores de las concentraciones de las sustancias involucradas en ese instante.
a A + b B c C + d D
Q < Kc Q = Kc 
Q > Kc 
Sistema en equilibrio
Tiende a formar 
productos (→)
Tiende a formar 
reactante (←)
   
   
c d
c a b
C D
Q
A B
=
Llamamos equilibrio
homogéneo a aquél
en el cual todas las
especies se
encuentran en la
misma fase.
Ecuación química: 
CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g)
Un equilibrio es
heterogéneo
cuando no todas
las especies que
intervienen están
en la misma fase.
Ecuación química:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
En estos equilibrios tendremos que tener en
cuenta que en su constante no debemos introducir
sólidos ni líquidos (ya que no tiene sentido hablar
de concentración de un sólido ni liquido puro no
disperso en el medio.  
  
4 2
3
2
c
CH H O
K
CO H
= 4 2
2
3
CH H O
p
CO H
p p
K
p p
=
 2cK CO= 2p COK p=
Para la ecuación en equilibrio:
Indique verdadero (V) o falso (F).
I. Es un sistema heterogéneo.
II.
III.
A) VVV B) VFF C) VFV D) FFV E) FVF
( ) ( ) 2( ) ( )s g g sCoO CO CO Co
⎯⎯→+ +⎯⎯
  
  
2
c
CO Co
K
CoO CO
=
2CO
p
CO
p
K
p
=
𝛼 =
𝑛𝑥
𝑛𝑜
𝑥 100
𝛼
Es el cociente entre la cantidad o concentración de una sustancia que se
ha disociado y la cantidad o concentración de esa sustancia presente
inicialmente.
Se puede expresar en porcentaje, si se multiplica por 100.
--moles que reaccionan
------moles iniciales
𝛼 =
𝑛𝑥
𝑛𝑜
𝑥 100
𝛼 =
𝑛𝑥
𝑛𝑜
Se ha estudiado la siguiente reacción de equilibrio a 47 °C
N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g)
A) 0,25 B) 0,50 C) 0,83 D) 1,66 E) 5,54
ecuación N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g)
inicio 10 moles -
cambio - 0,2(10)= - 2 moles 2(2)= 4 moles
equilibrio 8 moles 4 moles 12 
moles
Fracción molar::xi 8/12= 2/3 4/12= 1/3
Presión parcial: Pi (2/3)x10 atm (1/3)x10 atm
Hallando Kp :
2
2 4
2
1,66
NO
p
N O
p
K
p
= =
Inicialmente en el recipiente se introdujeron 10 molesde N2O4. una vez alcanzado el 
equilibrio se comprobó que la presión total fue de 10 atm y su grado de conversión del
20%. Calcule el valor de Kp
El bisulfuro de amonio, NH4HS(s), se usa en el revelado de fotografías, es inestable y se
descompone a 25 °C:
Se introduce inicialmente 8,16 g de NH4HS(s) en un recipiente vacío de 2L de capacidad a 25 °C.
Determine la masa (en g) de NH4HS(s) en el equilibrio si Kp = 0,11.
Ār: H = 1; N = 14; S =32
A) 4,28 B) 3,75 C) 6,78 D) 5,34 E) 2,28
4 ( ) 3( ) 2 ( )s g gNH HS NH H S
⎯⎯→ +⎯⎯
Para la reacción de disociación del N2O4 gaseoso:
Kp = 2,49 a 60 °C. Calcule el grado de disociación a 60 °C si la presión total en el equilibrio
es de 1 atm.
A) 0,46 B) 0,52 C) 0,61 D) 0,75 E) 0,92
2 4( ) 2( )2g gN O NO
⎯⎯→⎯⎯
El químico Francés Henry Louis Le
Chatelier (1888), enuncia lo que hoy
comúnmente se conoce como el
principio de Le Chatelier: Un sistema
en equilibrio, cuando está sujeto a
una perturbación (por cambios de
temperatura, presión o
concentración), el equilibrio es
perturbado, respondiendo de tal
manera que trata de minimizar dicha
perturbación y restableciéndose un
nuevo equilibrio.
T
Concentración
Presión (volumen)
Le Chatelier
¿Qué factores 
afectan el equilibrio 
químico?
Si aumentamos la concentración de
reactivos: el sistema tiende a consumir
este exceso por lo que se desplazará
hacia la derecha (sentido directo).
Si disminuimos la concentración de
reactivos: el sistema tenderá a producir
más reactivo, es decir, se desplazará la
izquierda (sentido inverso).
En el siguiente e equilibrio químico: 
¿Qué pasa con el equilibrio si aumentamos la 
concentración del reactante (N2O4 )?
N2O4 (g) NO2 (g)
El equilibrio se desplaza la derecha
Si aumentamos la presión del sistema, éste se
desplazará en el sentido en el que la reacción
forme un menor número de moles (al disminuir
los moles presentes, la presión disminuirá y se
compensará el efecto de la perturbación)
Si por el contrario disminuimos la presión, el
sistema se desplazará en el sentido en el que se
formen más moles gaseosos (un mayor número
de moles provocará un aumento de la presión
que contrarresta la perturbación)
La presión interna de un recipiente cerrado que
contiene una mezcla gaseosa es proporcional al
número de moles gaseosos presentes. Según esto:
En la síntesis del amoniaco según el proceso 
Haber – Bosch:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇄ 2𝑁𝐻3(𝑔) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
¿Qué pasa con el equilibrio si aumentamos la 
presión?
Al aumentar la presión,
el equilibrio se desplaza
a donde se tiene menor
número de moles, es
decir a la derecha.
Una disminución del volumen (compresión)
supone un aumento de la presión: el equilibrio
se desplaza hacia donde menos moles
gaseosos se produzcan.
Un aumento del volumen (expansión) conlleva
una disminución de la presión: el equilibrio se
desplaza hacia donde se produzca un mayor
número de moles gaseosos
Evidentemente, la variación del volumen está 
asociada a un cambio en la presión del sistema:
En la síntesis del amoniaco según el proceso 
Haber – Bosch:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇄ 2𝑁𝐻3(𝑔) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
¿Qué pasa con el equilibrio si aumentamos el 
volumen?
Al aumentar el volumen,
el equilibrio se desplaza
a donde se tiene mayor
número de moles, es
decir a la izquierda.
Si aumentamos la temperatura del sistema, la
reacción tenderá a compensar este exceso
desplazando el equilibrio en el sentido en el que la
reacción consuma calor, es decir, en el sentido
endotérmico.
Si disminuimos la temperatura del sistema, la
reacción tenderá a producir calor para compensar
este efecto y se desplazará en el sentido
exotérmico.
Los cambios producidos en el equilibrio al variar la
temperatura están relacionados con la entalpía de la
reacción. Recordemos que si una reacción tiene una
entalpía negativa será exotérmica, si su entalpía es
positiva será endotérmica y si en un sentido desprende
calor en el sentido inverso lo absorbe. Entonces:
En el siguiente equilibrio químico 
ENDOTERMICO: 
N2O4 (g) + calor 2 NO2 (g)
El equilibrio se 
desplaza la 
izquierda, prevalece 
la formación del 
reactante N2O4
(Incoloro)
El equilibrio se 
desplaza la 
derecha, prevalece 
la formación del 
producto NO2
(pardo-rojizo)
DISMINUCIÓN DE LA 
TEMPERATURA
AUMENTO DE LA 
TEMPERATURA
Para la reacción reversible dada, manteniendo constante la temperatura. ¿Cuáles de los factores
favorecen a la formación del producto?
I. Aumento en la concentración de H2 y N2.
II. Disminución en la concentración de NH3.
III. Aumento de la presión.
A) Solo I B) Solo II C) I y II D) II y III E) I, II y III
N2(g) + 3H2(g) 2 NH3 (g) + calor
Para el siguiente sistema en equilibrio:
Indique lo correcto:
A) Si se incrementa la presión, se formará menos agua.
B) Al refrigerar el sistema, se consume los productos.
C) Si el volumen del recipiente aumenta, la reacción se desplaza hacia la derecha.
D) Al aumentar la temperatura, a presión constante, disminuye el rendimiento de la reacción.
E) Si se incrementa el volumen, la reacción se desplaza de igual forma que si se disminuyera la
temperatura.
2 ( ) 2( ) 2 ( ) 2( )2 3 2 2 ; 1036 /g g g g RH S O H O SO H kJ mol
⎯⎯→+ +  = −⎯⎯
En tres reactores a la misma temperatura, se efectúa la misma reacción donde Kc = 5,01.
I. En (1) la reacción se desplaza a la derecha para llegar al equilibrio.
II. Solo en (2) hay un estado de equilibrio.
III. En (3) la reacción se desplaza a la izquierda para llegar al equilibrio.
A) VVV B) FVV C) VFV D) FFF E) FVF
( ) 2 ( ) 2( ) 2( )g g g gCO H O CO H
⎯⎯→+ +⎯⎯
Reactor [CO] (M) [H2O] (M) [CO2] (M) [H2] (M)
1 0,20 0,20 0,90 0,40
2 0,75 0,20 0,80 0,94
3 0,80 0,18 0,30 0,31
La presencia de catalizadores favorecerá la reacción al disminuir la energía de
activación de la misma. Esto significa que aumentará la velocidad de la
reacción, tanto en un sentido como en el contrario. Así pues, el uso de
catalizadores no va a afectar a la situación de equilibrio pero sí favorecerá que
éste se alcance más rápidamente.
Con catalizador
Sin catalizador
Considere la siguiente reacción en el equilibrio:
¿En qué casos se obtendrá un desplazamiento del equilibrio hacia los productos?
I. Incremento de la presión a temperatura constante.
II. Aumento del volumen.
III. Introduciendo un catalizador.
A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) II y III
(g) (g) (g)X 2Y + M + calor a la temperatura T
⎯⎯→⎯⎯
Factores variación
¿A dónde se desplaza 
el Equilibrio Químico?
Keq
Presión
 P - mol
No cambia
 P + mol
Volumen
 V + mol
 V - mol
Concentración
Reactante
 [R] →
 [R] 
Producto
 [P] 
 [P] →
Temperatura
Endotérmica
H > 0
 T →
Cambia
 T 
Exotérmica
H < 0
 T 
 T →
Catalizador No altera el equilibrio químico 
En la siguiente síntesis:
¿Qué procesos favorecen un mayor rendimiento?
A) Calentar el sistema y disminuir la presión.
B) Adicionar catalizador.
C) Adicionar gas inerte a volumen constante.
D) Refrigerar el sistema y aumentar la presión.
E) Calentar el sistema y aumentar las presión.
2( ) 2( ) 3( )2 2g g gSO O SO calor
⎯⎯→+ +⎯⎯
• BROWN, Theodore y LeMay, Eugene. (2014) Química: La Ciencia Central.
México, D.F. : Pearson Educación– Recurso en línea.
• CHANG, Raymond. Fundamentos de química 1a ed. México, D.F. :
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• CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química / 7a ed. en
español México, D.F. : McGraw-Hill-Interamericana, 2013. – Recurso en
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aplicaciones modernas 10a ed. Madrid : Pearson Educación, 2011 –
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