EQUILIBRIO_QUIMICO

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Equilibrio químico. 
Química 2º Bachillerato. IES Francés de Aranda. Teruel. 1 
1.- CARACTERÍSTICAS MACROSCÓPICAS DEL ESTADO DE EQU ILIBRIO 
EN PROCESOS QUÍMICOS. INTERPRETACIÓN MICROSCÓPICA D EL 
ESTADO DE EQUILIBRIO DE UN SISTEMA QUÍMICO: EQUILIB RIO 
DINÁMICO. 
 
Cuando se establece un equilibrio o reacción reversible se produce el proceso directo e 
inverso de una reacción. El equilibrio es el estado de un sistema en el que no se 
observan cambios a medida que transcurre el tiempo. 
 
Para la reacción aA + bB � cC + dD, las gráficas concentración- tiempo pueden ser: 
 
 GRÁFICA 1 GRÁFICA 2 
 
 
 
Cuando se alcanza el equilibrio se observa: 
- Concentraciones permanecen constantes (presión, masa, etc., en general 
propiedades macroscópicas) 
- No se intercambia materia con el entorno, sistema cerrado. 
- La velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa 
GRÁFICA 3. 
- Equilibrio dinámico: Es un estado dinámico en el que se produce la reacción en 
los dos sentidos, a la misma velocidad, pero no varían las propiedades 
macroscópicas. 
 
GRÁFICA 3 
 
 
 
 
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2.- LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN SISTEMAS GASEOSOS: Kc, Kp Y 
SU RELACIÓN. COMPOSICIÓN DE UN SISTEMA EN EQUILIBRI O: GRADO 
DE REACCIÓN. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS, CONSTANTE DE E QUILIBRIO 
Y GRADO DE REACCIÓN. 
 
Constante de equilibrio, Kc 
Teniendo en cuenta la GRÁFICA 3, en el equilibrio: 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]ba
dc
c
ba
dc
dc
ba
BA
DC
K
BA
DC
k
k
vv
DCkv
BAkv
=
=
=
=
=
2
1
21
22
11
 
Expresión que se denomina Ley del Equilibrio Químico, ley de acción de masas o ley 
de Gouldberg-Waage: en un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el 
equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, 
dividido por el producto de las concentraciones en el equilibrio de los reactivos elevadas 
a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante para cada temperatura 
que se llama constante de equilibrio. 
 
- Las concentraciones vienen expresadas en mol/L. 
- El valor de Kc significa que la relación entre las concentraciones determinada por la 
ley del equilibrio químico permanece invariable siempre que el sistema esté en 
equilibrio, excepto con la temperatura ( 21 kkK c = ,
RTEaAek −= , tema cinética y la 
constante de velocidad depende la temperatura) 
- La Kc corresponde al equilibrio expresado, si varía el sentido del mismo o el ajuste 
estequiométrico, cambia el valor de la constante. Por ejemplo, para la reacción 
cC + dD� aA + bB 
 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c
c
dc
ba
c
K
K
DC
BA
K
1'
'
=
=
 
- La Kc mide el grado en el que se produce la reacción: 
 a) Si Kc>1, en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten en 
productos (GRÁFICA 2) 
 b) Si Kc<1, en el equilibrio la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar, 
formándose sólo pequeñas cantidades de productos (GRÁFICA 1) 
 c) Si Kc = ∞, en el equilibrio prácticamente sólo existen los productos, no hay 
equilibrio. 
En la Kc sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en 
estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la 
constante de equilibrio. (VER EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS, página 6) 
 
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Constante de equilibro, Kp 
La cantidad de reactivos y productos gaseosos se puede expresar también en función de 
presiones parciales. 
Recordando: Presión parcial de un gas: es la presión de ese gas si ocupase el solo 
el volumen del recipiente. Ley de Dalton de las presiones parciales: la presión total de 
una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que ejercería cada gas 
individualmente. 
Para la reacción aA + bB � cC + dD 
b
B
a
A
d
D
c
C
PP
PP
Kp = 
Relación entre Kc y Kp 
Como PV = n RT, P = n/V R T, P = [ ] R T 
 
[ ] ( ) [ ] ( )
[ ] ( ) [ ] ( )
[ ] [ ] ( ) ( )
[ ] [ ] ( ) ( )
( ) ( )
( ) ( )
( ) nCba
dc
Cbaba
dcdc
bbaa
ddcc
b
B
a
A
d
D
c
C RTK
RTRT
RTRT
K
RTRTBA
RTRTDC
RTBRTA
RTDRTC
PP
PP
Kp ∆=====
 
Donde ∆n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos) 
KP depende de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases. 
Constante de equilibrio, Kx 
La cantidad de reactivos y productos se puede expresar también en función de 
fracciones molares. 
Recordando: Fracción molar: relación entre el número de moles de un 
componente de la mezcla y el número de moles totales de la mezcla. La suma de todas 
las fracciones molares de los componentes de la mezcla es 1. 
Para la reacción aA + bB � cC + dD 
b
B
a
A
d
D
c
C
x
XX
XX
K = 
 
Como X = P parcial/ PT, Pparcial = X PT 
n
Txb
T
a
T
d
T
c
T
xb
T
a
T
d
T
c
T
b
B
a
A
d
D
c
C
b
T
d
T
b
B
a
T
a
A
d
D
c
T
c
C
b
B
a
A
d
D
c
C PK
PP
PP
K
PP
PP
XX
XX
P
P
XPX
XPX
PP
PP
Kp ∆===== 
Composición de un sistema en equilibrio: grado de reacción 
Grado de reacción, α: Es la fracción de un mol que reacciona. Se expresa en tanto por 1. 
Por ejemplo: 
Equilibrio: PCl5 � PCl3 + Cl2 
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0 
conc. eq(mol/l) c(1– α) c α c α 
 
De otra forma: 
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Equilibrio: PCl5 � PCl3 + Cl2 
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0 
conc. eq(mol/l) c - x x x 
α= x/c 
 
Cociente de reacción (Q) 
En una reacción cualquiera: a A + b B � c C + d D se llama cociente de reacción a: 
 
Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las concentraciones no 
tienen porqué ser las del equilibrio. 
Q = Kc el sistema está en 
equilibrio 
 
Q < Kc 
 
el sistema evolucionará 
hacia la derecha 
aumentarán las concentraciones de los productos y 
disminuirán las de los reactivos hasta que Q se 
iguale con Kc. 
Q > KC el sistema evolucionará 
hacia la izquierda 
aumentarán las concentraciones de los reactivos y 
disminuirán las de los productos hasta que q se 
iguale con kc 
Ejercicios: 32, 40, 42, 46 
Energía libre de Gibbs, constante de equilibrio y grado de reacción. 
La relación entre la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio es: 
 ∆G = ∆Gº + R T ln Kp 
Si la reacción es un equilibrio, ∆G = 0 
0 = ∆Gº + R T ln Kp; ∆Gº = - R T ln Kp; 
RT
G
p eK
º∆
−
= 
∆G Kp 
∆G<0 
Si valores grandes y 
negativos 
K>1 
K grandes 
Cantidad de productos>>> 
Cantidad de reactivos, 
GRÁFICA 2 
∆G>0 
Si valores grandes y 
positivos 
K<1 
K pequeños 
Cantidad de productos 
<<<Cantidad de reactivos, 
GRÁFICA 1 
∆G= 0 K=1 Cantidad de productos = 
Cantidad de reactivos 
 
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3.- COCIENTE DE REACCIÓN Y ESTADO DE EQUILIBRIO. EV OLUCIÓN 
DE UN SISTEMA EN EQUILIBRIO ANTE ACCIONES EXTERNAS: 
PRINCIPIO DE LE CHATELIER. 
 
Si Q = Kc, el sistema está en equilibrio (ver tabla “Cociente de reacción”, página 4) 
Si en un sistema en equilibrio se produce una modificación: 
a) Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos 
b) Cambio en la presión (o volumen) 
c) Cambio en la temperatura 
el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él. 
 
Principio de Le Chatelier: un cambio o modificación en cualquiera de las variables que 
determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en 
el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por dicho cambio. 
 
a) Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. 
Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto 
el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio. 
Las concentraciones iniciales de este nuevoequilibrio son las del equilibrio anterior con 
las variaciones que se hayan introducido, Q≠Kc. 
- La constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración 
de algún reactivo, crecería el denominador en Q, Q↓, y la manera de volver a igualarse 
a KC sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades 
estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, 
con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más 
producto. 
- Si disminuye la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, Q↑, 
y la manera de volver a igualarse a KC sería que aumentase la concentración de 
reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las 
concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, 
es decir, se obtiene menos producto. 
- Si aumenta la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la 
izquierda, mientras que si disminuye, se desplazaría hacia la derecha. 
 
Cambio en la presión (o volumen) 
Para el equilibrio en el que hay un cambio en el número de moles en sustancias 
gaseosas entre reactivos y productos le afecta una modificación de la presión o el 
volumen de la reacción (Ley de Boyle-Mariotte, P V = K). La constante del nuevo 
equilibrio es la misma. 
- Si aumenta P (o disminuir el volumen) aumenta el número de choques y deja de estar 
en equilibrio, para recuperar el equilibrio, éste se desplaza hacia donde haya menor 
número de moléculas gaseosas, porque así disminuirá el número de choques y quedará 
compensado ese aumento de presión. 
- Para la reacción de formación del amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g) � 2 NH3 (g), ¿cómo 
influirá un aumento de la presión? 
Según Le Chatelier al aumentar la presión total, disminuye el volumen y el equilibrio se 
desplaza hacia donde el número de moles es menor. En este caso hacia la derecha. 
 
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[ ]
[ ][ ]
( )
( )( )
2
3
2
3
2
3
22
2
3
22
3
22
3
V
nn
n
V
n
V
n
V
n
HN
NH
Kc
HN
NH
HN
NH
=
























== 
V↓, 
( )
( )( )3
2
22
3
HN
NH
nn
n
↑, ( )2
3NH
n ↑, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. 
 
Un cambio de presión (volumen) influye en un equilibrio si: 
- intervienen gases 
- el número de moles gaseosos de los productos y reactivos es distinto la 
expresión de KC, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la 
presión). 
Un cambio de presión (volumen) no influye si hay sustancias líquidas (incluyendo 
disoluciones) o sólidas. 
 
Cambio en la temperatura 
Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es 
decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las 
endotérmicas. 
Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las 
exotérmicas e izquierda en las endotérmicas). 
La constante del nuevo equilibrio varía: 
a) Para una reacción exotérmica: A + B �C + D + Energía 
Si T↑, el equilibrio �, [ ] [ ] [ ] [ ]↓↓↑↑ DCBA ,,, , [ ] [ ][ ] [ ] ↓= ba
dc
c
BA
DC
K 
b) Para una reacción endotérmica: A + B + Energía � C + D 
Si T ↑ , el equilibrio �, [ ] [ ] [ ] [ ] ,,,, ↑↑↓↓ DCBA [ ] [ ][ ] [ ] ↑= ba
dc
c
BA
DC
K 
Ejercicios: 35, 39, 43, 44, 47 
 
4.- EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS. 
 
Una reacción es homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el 
mismo estado físico. Una reacción es heterogénea si entre las sustancias que intervienen 
en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos. 
 
Ejemplo: La reacción: CaCO3(s) � CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio 
heterogéneo. 
Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que: 
 
Las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes, 
al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes. 
Por lo que, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos KC se tiene: 
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De la misma forma: KP = P(CO2) 
En la expresión de KC de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de 
gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de KP únicamente 
aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas. 
 
Ejercicio 36 
 
 
5.- ESTUDIO EXPERIMENTAL DE LOS EQUILIBRIOS 
CROMATO/DICROMATO O ENTRE COMPLEJOS DE COBALTO (II) . 
 
Una disolución de cromato de potasio reacciona en medio ácido para dar el dicromato 
de potasio según la reacción de oxidación reducción en equilibrio siguiente: 
CrO4
2- (ac) + H
+ (ac) � Cr2O7
2- (ac) + H2O (l) 
 (amarillo) (naranja) 
La reacción se observa por el cambio de color: el ión CrO4
2- (ac) es amarillo y el 
Cr2O7
2- (ac) es naranja. 
a) Al principio de la reacción, predomina el CrO4
2- (ac) (amarillo) y se va formando 
Cr2O7
2- (ac) (naranja) hasta que se alcanza el equilibrio. 
b) En el equilibrio se añade NaOH (base), los iones OH– reaccionan con H+ 
desplazando el equilibrio hacia la izquierda (Le Chatelier), con lo que se 
intensifica el color amarillo hasta alcanzar un nuevo equilibrio. 
c) En el nuevo equilibrio si se añade H2SO4 o HCl (ácido), se añade exceso de H
+, 
se desplaza el equilibrio hacia la derecha (Le Chatelier), con lo que se intensifica 
el color naranja hasta alcanzar un nuevo equilibrio. 
 
 
 
6.- APLICACIÓN DE LAS LEYES DE EQUILIBRIO AL ESTUDI O DE 
ALGUNOS EQUILIBRIOS DE INTERÉS INDUSTRIAL Y 
MEDIOAMBIENTAL. LA SÍNTESIS DEL AMONIACO. 
Conocer qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la 
formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un 
mayor rendimiento, en dicho proceso. 
Un ejemplo típico es la síntesis de Haber- Bosch en la formación de amoniaco a partir 
de la reacción N2(g) + 3 H2(g) � 2 NH3(g), exotérmica. La formación de amoniaco está 
favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y 
por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión (700 
atm) y a una temperatura relativamente baja (500ºC), aunque no puede ser muy baja 
para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre 
rendimiento y tiempo de reacción. 
Para el equilibrio: 
- ∆H = -92 KJ (exotérmica, según Le Chatelier, temperaturas bajas) 
- Un aumento de presión (Le Chatelier) desplaza el equilibrio hacia los productos. 
 
Equilibrio químico. 
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Cinéticamente: 
- Según el valor de Kc= 3,6 10 8 (constante muy alta, prácticamente todo el N2 y H2 se 
convierten en NH3), pero la reacción es muy lenta a 25ºC, por lo que cinéticamente 
aumenta la velocidad a temperaturas elevadas. 
- Añadir un catalizador: hierro finamente dividido, disminuye Ea y aumenta la 
velocidad de la reacción. 
 
Ejercicio 33