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U.D. 6: “EL EQUILIBRIO QUÍMICO” - COLECCIÓN DE EJEMPLOS Y EJERCICIOS RESUELTOS EN LOS APUNTES 
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 
1 
QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO 
PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 
 
UNIDAD DIDÁCTICA 6: EL EQUILIBRIO QUÍMICO 
COLECCIÓN DE EJEMPLOS Y EJERCICIOS RESUELTOS EN LOS APUNTES 
 
1.- REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES. 
EQUILIBRIO QUÍMICO 
 ¿Por qué el agua dentro de un recipiente abierto acaba por desaparecer? Y si el recipiente está 
cerrado, ¿qué ocurre? 
Si ponemos en un recipiente abierto un poco de agua, se observa que al cabo de un tiempo el recipiente está 
vacío. Todo el líquido acaba por evaporarse y se escapa del recipiente: 
H2O (l)  H2O (g) 
Si el mismo recipiente permanece cerrado, se observa que el líquido no desaparece, se establece un equilibrio 
entre el líquido y el vapor: 
H2O (l) H2O (g) 
Este equilibrio es dinámico pues continuamente se evaporan y licuan moléculas de agua. Si no se modifica la 
temperatura, la evaporación y la licuación se realizan a la misma velocidad y la cantidad de líquido y de vapor 
que hay en el recipiente es siempre la misma. 
 ¿Cómo se reconoce que una reacción química ha llegado al equilibrio? 
Los estados de equilibrio se ponen de manifiesto porque las propiedades intensivas del sistema: presión de 
vapor, masa de líquido, solubilidad…, permanecen constantes a lo largo del tiempo para una temperatura 
determinada. 
2.- LEY DE ACCIÓN DE MASAS. REVERSIBILIDAD Y 
SISTEMA QUÍMICO 
 Escribe la constante de equilibrio correspondiente a la reacción: 
2HCl (g) + I2(g)  2 HI(g) + Cl2(g) 
 
2
2
2
2
c
HI Cl
K
HCl I
      

      
 
 
 Escribe las ecuaciones químicas homogéneas correspondientes a los equilibrios cuyas constantes 
Kc vienen dadas por las expresiones siguientes: 
 
 
 
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QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 
2 
 ¿Cuál de las siguientes reacciones está más desplazada hacia la derecha? 
a) 2 H2O (g) + O2 (g)  2 H2O2 (g) Kc = 9·1080 
b) 2 HBr (g)  H2 (g) + Br2 (g) Kc = 7·10–20 
c) CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g) Kc = 100 
Una reacción se encuentra tanto más desplazada hacia la derecha cuanto mayor sea el valor de su constante 
de equilibrio. Por tanto, de las tres reacciones dadas, es la (a) la que está más desplazada hacia la derecha. 
 En un recipiente se inyecta yoduro de hidrógeno a 730 K. Al cabo de un tiempo se establece el 
equilibrio y se analiza la mezcla, encontrándose las siguientes concentraciones: 
HI = 0,842 M I2 = H2 = 1,21·10–1 M 
Determina la constante de equilibrio para la reacción de disociación del yoduro de hidrógeno. 
La reacción de equilibrio es: 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) 
Aplicando la Ley de Acción de Masas al equilibrio y sustituyendo tenemos: 
 
1 1
2 2 2
2 2
1 21 10 1 21 10
2 07 10
0 842
c
H I , M , M
K ,
HI , M
 

         
   
  
 
 En el equilibrio, las concentraciones de las sustancias correspondientes a la reacción: 
2NO (g) + O2 (g)  2NO2 (g) 
son: [NO] = 0,1M; [O2] = 0,05M; [NO2] = 1,810–4. Determina la constante de equilibrio. 
 
   
22 4
2 5 1
2 2
2
1 8 10
6 48 10
0 1 0 05
c
, MNO
K , M
NO O , M , M

 
  
   
       
 
 
IMPORTANTE: En este caso la constante de equilibrio aparece con unidades, debido a que al operar la 
molaridad no se elimina y queda con exponente –1. Esto nos permite asegurar que las concentraciones tienen 
que estar dadas en moles/litro (M). En el caso de que las concentraciones estuvieran dadas en otro tipo de 
unidad la constante de equilibrio tendría otro valor. 
 
 Escribe la constante de equilibrio correspondiente a la reacción: 2C (s)+O2 (g) 2CO2(g) 
En este ejercicio nos tenemos que fijar que el carbono es una sustancia sólida, por lo que el valor de Kc es: 
2
2
2
c
CO
K
O
  

  
 
 Escribe la constante de equilibrio correspondiente a las reacción: 2 ICl(s)  I2(s) + Cl2(g) 
En este ejercicio nos tenemos que fijar que hay dos compuestos sólidos y uno gaseoso: 
2cK Cl    
 
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3.- ESTEQUIOMETRÍA Y CONSTANTE DE EQUILIBRIO 
 En un recipiente de 10 litros, a 800 K, se encierran 1 mol de CO (g) y 1 mol de H2O (g). Cuando se 
alcanza el equilibrio representado por la ecuación: CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g), el recipiente 
contiene 0,665 moles de CO2 y 0,665 moles de H2. 
a) ¿Cuáles son las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio? 
b) ¿Cuál es el valor de Kc para dicha reacción a 800 K? 
a) Inicialmente, no había nada de CO2 ni de H2. Por tanto, los 0,665 moles de CO2 (y los 0,665 de H2) se han 
producido en la reacción entre el CO y el agua. De acuerdo con la estequiometría de la reacción, tienen que 
haber reaccionado 0,665 moles de CO con 0,665 moles de agua. 
Para verlo mejor vamos a acostumbrarnos a hacer una tabla como la que aparece a continuación: 
 CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g) 
 Moles CO Moles H2O Moles CO2 Moles H2 
Inicial 1 1 – – 
Reaccionan – 0,665 – 0,665 
Se forman + 0,665 + 0,665 
Equilibrio 1 – 0,665 = 
0,335 
1 – 0,665 = 
0,335 
0,665 0,665 
Las concentraciones en el equilibrio son por tanto: 
2
2 2
0,335 mol
CO = H O = = 0,0335 M
10 L
0,665 mol
CO = H = = 0,0665 M
10 L
      
      
 
b) Sustituyendo estas concentraciones en la expresión de Kc, obtenemos: 
 
 
2
2 2
2
2
0 0665
3 94
0 0335
c
CO H ,
K ,
CO H O ,
      
  
      
 
 Cuando el cloruro de hidrógeno y el oxígeno reaccionan en un recipiente cerrado para formar vapor 
de agua y cloro, al cabo de un cierto tiempo se alcanza una situación de equilibrio químico que 
podemos representar mediante la ecuación química: 
4 HCl(g) + O2 (g)  2 H2O(g) + 2 Cl2 (g) 
a) Escribe la expresión de la constante de equilibrio. 
b) En un recipiente de 2 L, inicialmente vacío, se introducen 0,070 moles de de HCl(g) y 0,035 moles 
de O2(g) y se calienta a una determinada temperatura. Una vez alcanzado el equilibrio químico y 
analizada la mezcla gaseosa del mismo se encuentra que existen 0,020 moles de Cl2(g). Calcula con 
estos datos la constante de equilibrio, a la temperatura que se ha realizado el proceso. 
a) 
 
 
b) A partir de la expresión de la constante de equilibrio podemos calcular su valor una vez conocidas las 
concentraciones de equilibrio de cada una de las especies químicas que participan en el mismo. En este 
caso sólo conocemos la que corresponde al cloro. El cálculo del resto de concentraciones se puede realizar 
de una forma sencilla a partir de las concentraciones iniciales de cloruro de hidrógeno y de oxígeno, 
considerando además la estequiometría de la reacción. 
2 2
2 2
4
2
eq eq
eq
c
eq
H O Cl
K
HCl O
      

      
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Para establecer las relaciones estequiométricas tomaremos como referencia el cloro: por cada 2 moles de Cl2 
(g) que se forman, reaccionan 4 moles de HCl (g) y 1 mol de O2 (g) y se forman 2 moles de H2O (g). 
Sabemos la cantidad de cloro formada (x = 0,020 mol) por lo que para evaluar las cantidades de HCl(g) y de 
O2(g) que han reaccionado realizaremos los siguientes balances estequiométricos: 
2 2
4 moles HCl x moles HCl x moles HCl
= 2 = x = 2 0,020 = 0,040 moles HCl
2 moles Cl 0,020 moles Cl 0,020
   
De forma análoga: 
2 2 2
2
2 2
1 mol O x moles O x moles O
= 0 5 = x = 0,5 0,020 = 0,010 moles O
2 moles Cl 0,020 moles Cl 0,020
,   
La cantidad de H2O(g) formada se evalúa de una forma semejante:n(H2O)formado = n(Cl2)formado = 0,020 moles 
Todos estos cálculos los podemos llevar a una tabla en la que además indiquemos las cantidades iniciales 
de cada sustancia. De esta forma, podremos realizar de forma inmediata el cálculo de las cantidades de 
equilibrio para todas las sustancias. 
 4HCl + O2  2 H2O + 2 Cl2 
 Moles HCl Moles O2 Moles H2O Moles Cl2 
Inicial 0,070 0,035 – – 
Reaccionan – 0,040 – 0,010 
Se forman + 0,020 + 0,020 
Equilibrio 0,070 – 0,040 = 
0,030 
0,035 – 0,010 = 
0,025 
0,020 0,020 
Las concentraciones de equilibrio, ya que el volumen del reactor es de 2 litros, son: 
HCl O2 H2O Cl2 
0,030/2 = 0,015 0,025/2 = 0,0125 0,020/2 = 0,010 0,020/2 = 0,010 
Sustituyendo estos valores en la expresión de la constante de equilibrio, obtenemos finalmente: 
2 2
12 2
2 2
4 4
2
0 010 0 010
15 8
0 015 0 0125
eq eq
eq
c
eq
H O Cl , , mol
K ,
L, ,HCl O
         
    
        
 
El valor de Kc debe expresarse con las correspondientes unidades. Ello es consecuencia de que en su cálculo 
se ha empleado una expresión matemática que hace referencia a una ecuación química dada. Los valores 
que aparecen en dicha expresión corresponden a los de las concentraciones de equilibrio de cada sustancia, 
determinados experimentalmente. 
 
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 En un recipiente de 12 litros, se introducen 0,2 moles de HCl y 0,1 moles de yodo a 1250C. 
¿Cuál será la concentración en el equilibrio de HCl, I2, HI y Cl2? 
Dato: constante de equilibrio es Kc = 1,6 · 10
–34 
La reacción que ocurre en el recipiente es la siguiente: 
2HCl (g) + I2(g)  2 HI(g) + Cl2(g) 
 (El yodo a 1250C es gas). 
Si el número de moles que reaccionan de I2 son x, los que reaccionan de HCl son 2x (la relación molar es de 
1 a 2). Por lo mismo, el número de moles que se forman de HI son 2x y de Cl2 son x. 
La descripción del sistema al principio y en el equilibrio es: 
 2 HCl (g) + I2 (g)  2 Hl(g) + Cl2(g) 
 Moles HCl Moles I2 Moles HI Moles Cl2 
Inicial 0,2 0,1 – – 
Reaccionan – 2x – x 
Se forman +2x +x 
Moles en el 
equilibrio 
0,2 – 2x 0,1 – x 2x x 
 
La constante Kc es: 
 
   
2
22
2 34
2 2 2
2
2
212 12
1 6 10
0 2 2 0 1 0 2 2 0 1
12 12
c
x x
HI Cl x xL L
K ,
HCl I , x , x , x , x
L L

   
              
    
                   
   
 
 
En principio la ecuación es difícil de resolver, pero cuando la constante de equilibrio tiene un valor muy 
pequeño, como en este caso, la cantidad de reactivos que reaccionan es muy pequeña con respecto a lo que 
había; es decir 2x es un valor “tremendamente” pequeño con respecto a 0,2 moles de HCl y x es 
“tremendamente” pequeño con respecto a 0,1 moles de I2. 
Esto significa que en estos casos podemos decir que 0,2 – 2x = 0,2 (cuando a una cantidad determinada se le 
quita un valor “tremendamente” pequeño podemos decir que la cantidad no ha variado); y, por lo mismo, 
que 0,1 – x = 0,1. (En realidad se escribe 0,2 – 2x  0,2; y 0,1 – x  0,1). 
Por lo tanto Kc queda: 
 
   
2
3 3
34 34 3 37
2
37 133
2 4
1 6 10 1 6 10 1 6 10
0 004 0 0010 2 0 1
1 6 10 5 43 10
c
x x x x
K , , x ,
, ,, ,
x , x ,
  
 

          

     
 
Las concentraciones en el equilibrio serán: 
3
2
2
13
14
2
13
14
0,1 mol - x 0,1 mol
I = = = 8,3 10 M
12 L 12 L
0,2 mol - 2x 0,2 mol
= = = 1,67 10 M
12 L 12 L
x 5,43 10
Cl = = = 4,5 10 M
12 L 12 L
2x 2 5,43 10
= = = 9,0 10 M
12 L 12 L
eq
eq
eq
eq
HCl
HI






  
  

  
 
  
 
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 Una mezcla gaseosa, constituida inicialmente por 5,30 moles de hidrógeno y 7,94 moles de vapor 
de yodo, se calienta a 4500C con lo que se forman en el equilibrio 9,52 moles de HI. 
a) Formula la reacción reversible correspondiente a este proceso. 
b) Calcula la constante de equilibrio a esa temperatura 
a) La reacción que tiene lugar es: I2(g) + H2(g)  2 HI(g) 
b) Por cada mol de H2 y de I2 se forman dos moles de HI; como se han formado 9,52 moles de HI habrán 
reaccionado 9,52/2=4,76 moles de H2 y de I2 
 
 
   
2
2 2
2 2
9 52
9 52
52 8
3 18 0 54 3 18 0 54
eq
c
eq eq
,
HI ,V
K ,
, ,I H , ,
V V
 
     
   
              
   
 
 En un recipiente vacío que tiene un volumen de 5 L, se introducen 3,5 moles de PCI5. Se cierra el 
recipiente y se calienta hasta una temperatura de 525 K. Una vez alcanzado el equilibrio se analiza 
la mezcla, encontrándose que la concentración de cloro es de 0,2 M. Determina la constante de 
equilibrio Kc y la cantidad de las distintas especies presentes en el equilibrio de disociación de las 
3,5 moles de pentacloruro de fósforo. 
La reacción del equilibrio es: PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) 
La concentración inicial de PCl5 es: 55
nº moles PCl 3 5 
0 7
5
, moles mol
PCl ,
V(L) L L
     
Teniendo presente que la estequiometría de la reacción indica que por cada mol que se disocia de PCl5, se 
forman 1 mol de Cl2 y 1 mol de PCl3, construimos la siguiente tabla de valores: 
 PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) 
Concentraciones iniciales (mol/l) 0,7 0 0 
Concentraciones (mol/l) que reaccionan – 0,2 
Concentraciones (mol/l) que se forman + 0,2 + 0,2 
Concentraciones (mol/l) en el equilibrio 0,7 – 0,2 = 0,5 0,2 0,2 
Aplicando la Ley de Acción de Masas: 
   
 
2 3
5
0 2 0 2
0 08 
0 5
eq eq
c
eq
Cl PCl , mol / L , mol / L
K , mol / L
PCl , mol / L
       
  
  
 
El número de moles totales de cada una de las sustancias presentes en el equilibrio es: 
nº moles PCl5 = [PCl5] · V = 0,5 mol/L · 5L = 2,5 mol 
nº moles PCl3 = [PCl3] · V = 0,2 mol/L · 5L = 1 mol 
nº moles Cl2 = [Cl2] · V = 0,2 mol/L · 5L = 1 mol 
 
 I2(g) + H2(g)  2 HI(g) 
Moles iniciales 7,94 5,30 0 
Moles que reaccionan –4,76 –4,76 
Moles que se forman +9,52 
Moles equilibrio 7,94 – 4,76 = 
= 3,18 
5,30 – 4,76 = 
= 0,54 
9,52 
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 Para el equilibrio: PCl3 (g) + Cl2 (g)  PCl5 (g), Kc vale, a cierta temperatura, 0,18 M–1. 
Supón que en un matraz se tiene una mezcla de estos tres gases con las siguientes concentraciones: 
[PCl3] = 0,052 M, [Cl2] = 0,014 M y [PCl5] = 0,006 M 
a) Halla el cociente de reacción, Q. ¿Se encuentra este sistema en equilibrio? 
b) En caso negativo, ¿en qué dirección se producirá la reacción en busca del equilibrio químico? 
a) Para la reacción dada, el cociente de reacción es: 
5
3 2
PCl
Q
PCl Cl
  

      
 
Sustituyendo los valores de las concentraciones dadas, obtenemos: 
5 1
3 2
0 006
8 24 M
0 052 0 014
PCl ,
Q ,
PCl Cl , ,

  
  
       
 
Dado que el valor de Q no coincide con el de Kc, el sistema no se encuentra en equilibrio. 
b) Como Q > Kc, la reacción avanza hacia la izquierda en busca del equilibrio: PCl3(g) + Cl2(g)  PCl5(g) 
 En la reacción siguiente 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g) a la temperatura de 1000K la constante de 
equilibrio es Kc = 4,9  10–3 mol/L. En un determinado momento, las concentraciones de las distintas 
especies del sistema son [SO3] = 0,4M; [SO2] = 0,2M; [O2] = 0,1M. 
a) Indica si el sistema está en equilibrio y en caso contrario hacia donde evolucionará. 
b) ¿Cómo es el sistemade reacción: abierto o cerrado? 
 
a) Aplicando la expresión del cociente de reacción en el momento de la reacción especificado, resulta que: 
   
 
 
 
M
M
MM
SO
SOO
Q 2
2
2
2
3
2
22 105,2
4,0
2,01,0 



 
Como Q > Kc, el sistema no está en equilibrio. Predomina la reacción inversa con el fin de formar el trióxido 
y así disminuir el valor de Q y con ello se alcanzará en un momento posterior el estado de equilibrio. 
b) El sistema es cerrado, pues en caso contrario no puede tener lugar la reacción reversible. 
 
 A partir de la siguiente ecuación de una reacción que se verifica en un medio homogéneo: 
aA + bB  cC + dD 
halla la expresión de la constante de equilibrio Kc, sabiendo que las concentraciones iniciales, 
expresadas en mol/L, de las especies del sistema son: x1, x2, x3 y x4, respectivamente de las 
sustancias A, B, C y D. 
La estequiometría de le reacción indica que reaccionan a moles de A con b moles de B para originar c moles 
de C y d moles de D, luego: 
 aA + bB  cC + dD 
Concentración inicial (M) x1 x2 x3 x4 
Reaccionan –ax –bx 
Se forman +cx +dx 
Concentración equilibrio (M) x1–ax x2–bx x3+cx x4+dx 
 
 
Por tanto: 
 
 
 
 
 
   
   
   
   ba
dc
ba
dc
c
bxxaxx
dxxcxx
BA
DC
K






21
43
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8 
 En un recipiente de 1,5 L se introducen 4,5 moles de Hl, 3 moles de H2 y 1,5 moles de I2. Sometida 
la mezcla a una temperatura de 730 K, determina la concentración de las distintas especies en el 
equilibrio si la constante del mismo es: Kc = 2,07·10–2. 
Designando con el subíndice cero las concentraciones iniciales de las distintas especies, tenemos: 
0
2 0
2
4,5 mol
= = 3 M
1,5 L
3 mol
H = = 2 M
1,5 L
1,5 mol
I = = 1 M
1,5 L
HI  
  
  
 
El equilibrio que se establece entre las distintas especies es: 2 Hl (g)  I2 (g) + H2 (g) 
Aplicando la Ley de Acción de Masas a la situación inicial tenemos que el cociente de reacción es: 
 
2 2
2 2
2 M · 1 M
0 222
3 M
I H
Q ,
HI
      
  
  
 
Como Q > Kc el sistema evoluciona hacia la izquierda formando Hl para establecer el equilibrio. 
La estequiometria de la reacción indica que por cada mol de H2 y de I2 que desaparece, se forman dos moles 
de Hl. Construyamos una tabla de concentración de las distintas especies: 
 2 Hl (g)  I2 (g) + H2 (g) 
Concentraciones iniciales (mol/l) 3 1 2 
Concentraciones (mol/l) que reaccionan – x – x 
Concentraciones (mol/l) que se forman +2x 
Concentraciones (mol/l) en el equilibrio 3 + 2x 1 – x 2 – x 
Sustituyendo estos valores en la expresión de la constante de equilibrio, tenemos: 
   
 
2 2 2
2 2
1 · 2
2 07 10
3+2x
eq
eq eq
c
I H x x
K ,
HI

        
   
  
 
Que conduce a la ecuación de segundo grado: 0,917x2 — 3,248x + 1,814 = 0 
Con dos soluciones: x1 = 2,847 M y x2 = 0,695 M 
La solución x1 = 2,847 M no tiene sentido químico, ya que desaparecen más moles de yodo que las que hay 
inicialmente. 
La solución con significado químico es la x = x2 = 0,695 M que conduce a una concentración de las distintas 
especies en el equilibrio de: 
2
2
= 3 + 2x = 3 + 2 · 0,695 = 4,39 M
I = 1 - x = 1 - 0,695 = 0,305 M
= 2 - x = 2 - 0,695 = 1,305 M
HI
H
  
  
  
 
 
 
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9 
4.- OTRA EXPRESIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO: KP 
 Escribe la expresión de Kc y de Kp de las siguientes reacciones, así como la relación numérica entre 
ellas: 
a) H2SO4 (g)  H2O (g) + SO3 (g) 
b) HNO3 (g)  H2O (g) + NO2 (g) 
c) N2O4 (g)  2NO2 (g) 
a) La constante de equilibrio, Kc, es: 
2 3
2 4
      

  
c
H O SO
K
H SO
 
Y la constante Kp: 
2 3
2 4


H O SO
P
H SO
p p
K
p
 
Teniendo en cuenta que la relación entre las dos constantes es KP = KC · (RT)n 
Y dado que n = 1, resulta que KP = KC · RT 
b) La constante de equilibrio, Kc, es: 
2 2
3
      

  
c
H O NO
K
HNO
 
Y la constante Kp: 
2 2
3


H O NO
P
HNO
p p
K
p
 
Teniendo en cuenta que la relación entre las dos constantes es KP = KC · (RT)n 
 Y dado que n = 1, resulta que KP = KC · RT 
 c) La constante de equilibrio, Kc, es: 
2
2
2 4
  

  
c
NO
K
N O
 
 Y la constante Kp: 
2
2 4
2

NO
P
N O
p
K
p
 
Teniendo en cuenta que la relación entre las dos constantes es KP = KC · (RT)n 
Y dado que n = 1, resulta que KP = KC · RT 
 Un recipiente cerrado contiene diversas sustancias en estado gaseoso que no reaccionan entre sí. 
¿Qué relación existe entre la presión total y las presiones parciales que ejercen cada una de las 
sustancias? ¿Existe alguna relación entre las respectivas presiones parciales y sus concentraciones 
expresadas en forma de fracciones molares? 
La ley de Dalton dice que: la presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales que 
ejercen cada uno de los componentes de la misma: 
pT = pi 
El mismo Dalton definió presión parcial de un gas en una mezcla como la presión que ejerce el gas si él 
solo ocupa todo el volumen en las mismas condiciones de temperatura: 
pi = i pT 
La cantidad i se denomina fracción molar del gas y se define como el número de moles de dicho gas 
dividido entre el número de moles totales: 
i
i
T
n
n
  
 
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10 
 Para la reacción: N2O4 (g)  2NO2 (g), Kp vale 0,14, a 250C. Un matraz cerrado contiene una mezcla 
de dichos gases en el equilibrio a dicha temperatura. Si la presión parcial de N2O4 es 0,25 atm: 
a) ¿Cuál es la presión parcial de NO2? 
b) ¿Cuál es la presión total de la mezcla? 
a) Puesto que la mezcla está en equilibrio, debe cumplirse: 
2
2 4
2
0 14 
NO
P
N O
p
K ,
p
 
Despejando pNO2, obtenemos: 
2 2 4 2 4 2 2 4
2 0 14 0 14 0 25 0 14 0 187          
NO N O P N O NO N O
p p K p , p p , , , , atm 
b) La presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de los gases existentes: 
2 4 2T N O NO
p p p 0,25 0,187 0,437 atm     
 En un recipiente que está a una temperatura de 1260 K, se encuentra en estado gaseoso una mezcla 
en equilibrio, cuya composición en volumen es: 19% de CO2; 15,1% de CO; 22% de H2 y el resto 
vapor de agua. Determina las constantes de equilibrio Kp y Kc. 
La reacción de equilibrio es: H2O (g) + CO (g)  H2 (g) + CO2 (g) 
Al ser todas las sustancias gases, la composición en volumen es la misma que en número de moles. Por tanto 
la fracción molar de cada una de las sustancias es: 
2
2
2
CO
CO
H
H O
19
0,19
100
15,1
0,151
100
22
0,22
100
43,9
0,439
100
  
  
  
  
 
Si pT es la presión total de la mezcla, la presión parcial de cada uno de los componentes es: 
pCO2 = CO2 · pT = 0,19 pT; 
pco = co · pT = 0,151 pT; 
pH2 = H2 · pT = 0,22 pT; 
pH20 = H20 · pT = 0,439 pT; 
 La constante de equilibrio: 
2 2
2
0 19 0 22 
0 63
0 151 0 439 
 
  
 
CO H T T
P
CO H O T T
p p , p , p
K ,
p p , p , p
 
Como KP = KC · (RT)n y n = 0, tenemos que: Kc = Kp = 0,63 
 
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11 
 La constante de equilibrio Kc de la reacción 
H2 (g) + CO2 (g)  H2O (g) + CO (g) 
es 4,2 q 16500C. Para iniciarla se inyectan 0,80 moles de H2 y 0,80 moles de CO2 en un recipiente 
de 5,0 litros. 
a) Calcula la concentración de cada sustancia en el equilibrio?b) ¿Tendrá distinto valor Kp de Kc? 
a) Inicialmente, no había nada de CO2 ni de H2. Por tanto, los 0,665 moles de CO2 (y los 0,665 de H2) se han 
producido en la reacción entre el CO y el agua. De acuerdo con la estequiometría de la reacción, tienen que 
haber reaccionado 0,665 moles de CO con 0,665 moles de agua. 
Hacemos la tabla de moles: 
 H2 (g) + CO2 (g)  H2O (g) + CO (g) 
 Moles H2 Moles CO2 Moles H2O Moles CO 
Moles iniciales 0,8 0,8 0 0 
Moles que reaccionan – x – x 
Moles que se forman + x + x 
Moles en el equilibrio 0,8 – x 0,8 – x x x 
 
 
2
2
2
2 2
5 5
0 8 0 8 0 8
5 5
   
             
  
                
   
c
x x
H O CO x
K
, x , xH CO , x
 
 
2
2
4 2
0 8


x
,
, x
 
Resolviendo la ecuación se obtiene un solo valor significativo x = 0,55 moles pues el otro valor, x = 1,54 moles, 
no es válido al ser mayor que 0,8 moles. 
Por consiguiente, las concentraciones en el equilibrio son las siguientes: 
2
2 2
0,55 mol
CO = H O = = = 0,11 M
5 5 L
0 8 0,25 mol
CO = H = = = 0,05 M
5 5 L
      

      
x
, x
 
b) La relación entre Kc y Kp es:  

 
n
P C
K K RT 
donde n es la variación en el número de moles de gases, es decir, el número de moles del segundo miembro 
menos el número de moles del primer miembro, en la ecuación ajustada del equilibrio.: 
n = 1 + 1 – 1 –1 = 0 
 
0
   
P C P C
K K RT K K 
 La constante de equilibrio, Kc, para la reacción representada en la siguiente ecuación química: 
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) 
vale 2,5·10–3 a 21000C. Calcula el valor de Kp a dicha temperatura. 
 

 
n
P C
K K RT 
n = 2 – 1 –1 = 0 
 
0 32 5 10      
P C P C P
K K RT K K K , 
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12 
 La constante de equilibrio, Kp, para la siguiente reacción química: 
C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g) 
vale 5·1017 atm–1 a 250C. Calcula el valor de Kc a dicha temperatura. 
 
1

  
      
 
n
n
P C C P
K K RT K K
RT
 
n = 1 – 1 –1 = –1 
1
17 1 19 11 5 10 0 082 298 1 22 10

                    
     
C P P
atm L
K K K R T atm , K , mol L
R T K mol
 
 A 375 K, la constante Kp de la reacción: SO2Cl2 (g)  SO2 (g) + Cl2 (g) vale 2,4 atm. Supón que se 
coloca 6,7 g de SO2Cl2 en un matraz de un litro a la temperatura de 375 K. ¿Cuáles serán las 
presiones parciales de cada uno de los gases cuando se alcance el equilibrio químico? 
Los moles iniciales de SO2Cl2 son: 
 
6,7g
134,9 g mol
0,0497 mol 
Por tanto, la presión parcial de SO2Cl2 vale: 
atm L
0,0497mol 0,082 375K
n R T K mol
p 1,53atm
V 1L
 
  
   
   
Dado que la presión parcial de un gas es proporcional al número de moles de este, los cambios en el número 
de moles de los gases de la mezcla se traducen en cambios proporcionales de sus correspondientes presiones 
parciales. Por tanto, si llamamos x (equis) a lo que ha disminuido la presión parcial de SO2Cl2 desde la 
situación inicial hasta el establecimiento del equilibrio, tenemos: 
 SO2Cl2 (g)  SO2 (g) + Cl2 (g) 
Presiones parciales iniciales (atm) 1,53 0 0 
Presiones parciales (atm) que disminuyen – x 
Presiones parciales (atm) que aumentan + x + x 
Presiones parciales (atm) en el equilibrio 1,53 – x x x 
Sustituyendo en la expresión de Kp, tenemos: 
2
2 4 
1 53
  
   
  
2 2
2 2
P
eq
SO Cl
SO Cl
p p x
K , atm
p , x
 
Resolviendo esta ecuación de segundo grado, encontramos: x = 1,06 atm 
Por tanto, las presiones parciales en el equilibrio son: 
1 06 atm
1 53 1 06 0 47 atm
 

  
2 2
2 2
SO Cl
SO Cl
p p ,
p , , ,
 
 
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13 
 A 9300C, temperatura a la que aproximadamente se encuentran los gases del tubo de escape de un 
automóvil, la constante de equilibrio de la reacción: 
2 CO2 (g)  2 CO (g) + O2 (g) vale Kp = 1·10–13 atm. Suponiendo que la composición, en volumen, de 
los gases expulsados por el tubo de escape es 0,2 % de CO, 12 % CO2 y 3 % O2, siendo la presión 
total de 1 atm. 
a) ¿Se encuentra dicha mezcla en equilibrio? 
b) La presencia de un catalizador que acelere la velocidad de la reacción dada, ¿aumentará o 
disminuirá la concentración de CO en los gases expulsados? ¿Será una medida ecológica el uso de 
tal catalizador? 
a) Teniendo en cuenta la ecuación: parcial total
% en vo
p p
lumen
100
  
Podemos calcular las presiones parciales de los gases de la mezcla de escape: 
2
2
CO
CO
O
0,2
p 1(atm) 0,002atm
100
12
p 1(atm) 0,12atm
100
3
p 1(atm) 0,03atm
100
  
  
  
 
El cociente de reacción (en presiones) resulta: 
 
 
2
2
22
6
2 2
0 002 0 03
8 3 10
0 12

 
   
CO O
CO
p p , ,
Q ,
p ,
 
Como Q  Kp, el sistema no se encuentra en equilibrio. 
b) Al ser Q > Kp, el sistema reaccionará hacia la izquierda: 2 CO2 (g)  2 CO (g) + O2 (g), de suerte que el valor 
de Q disminuya hasta igualar el de Kp. En la búsqueda del equilibrio, pues, parte del CO reacciona con O2. Por 
tanto, un catalizador que facilite el establecimiento del equilibrio químico disminuirá la concentración de CO 
entre los gases expulsados. En consecuencia, y dada la toxicidad del CO, el uso de dicho catalizador será una 
medida ecológica. 
 En un recipiente que tiene una capacidad de 2L se introducen 1,704 g de fosgeno COCl2, a una 
temperatura de 300 K, que se descompone en monóxido de carbono y cloro. Una vez establecido 
el equilibrio la presión dentro del recipiente es de 230 mmHg. Determina la presión parcial de cada 
componente en el equilibrio y los valores de Kp y de Kc. 
La reacción es: COCl2 (g)  CO (g) + Cl2 (g) 
Para calcular el número de moles de fosgeno que se introducen inicialmente en el recipiente determinamos 
primer el peso molecular del fosgeno: 
 

     
 
2
1 C = 1 12 = 12
COCl 1 O = 1 16 = 16 P.m. 12 16 71 99
2 Cl = 2 35,5 = 71 
 
Por tanto: 
m (g) 1,704g
0,017 moles
M
nº moles
99g mol
   2
2
COCl
2
COCl
COCl 
Para la reacción construimos la siguiente tabla: 
 COCl2 (g)  CO (g) + Cl2 (g) 
Nº moles iniciales 0,017 0 0 
Nº moles que reaccionan – x 
Nº moles que se producen + x + x 
Nº moles en el equilibrio 0,017 – x x x 
El número de moles totales presentes en el equilibrio es: n = 0,017 — x + x + x = 0,017 + x moles 
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14 
Para calcular x aplicamos la ecuación de los gases perfectos: p V = n R T 
Sustituyendo: 
 
 
3
1atm atm L
p V n R T 230mmHg 2L 0,017 x mol 0,082 300K
760mmHg K mol
0,303 2 0,017 x 24,6
0,606
0,017 x 0,0246
24,6
x 0,0246 0,017
x 0,0076 7,6 10 moles
   
           
  
   
  
 
  
 
El número de moles en el equilibrio es: 
n = 0,017 + x = 0,017 + 0,0076 = 0,0246 moles 
y las fracciones molares son: 
   
2
2
COCl
CO Cl
0,017 x mol 0,017 0,0076 mol 0,0094
0,382
0,0246mol 0,0246mol 0,0246
x mol 0,0076mol
0,309
0,0246mol 0,0246mol
 
    


     

 
Expresando la presión en atmósferas: 
1atm
p 230mmHg 0,303 atm
760mmHg
 
  
 
 
Las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla son: 
2 2
2
COCl COCl
CO Cl CO
p p 0,382 0,303 0,116 atm
p p p 0,309 0,303 0,094 atm
     
      
 
La constante de equilibrio Kp es: 
0 094 0 094 
0 076 
0 116 
 
  2
2
CO C
P
l
COCl
p p , atm , atm
K , atm
p , atmY la constante de equilibrio Kc: 
   
 2 1
31 10 076 3 2 10
0 082 300



  
                 
n
C P
mol
K K , atm ,
R T L, atm L K mol K
 
 
5.- GRADO DE DISOCIACIÓN 
 
 Para una cierta cantidad de pentacloruro de fósforo a una presión de 2 atm y a una determinada 
temperatura, la quinta parte de sus moléculas están disociadas. 
Determina el valor de Kp: PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g). 
1º - Escribimos la reacción ajustada: 
PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) 
2º - Escribimos los datos que conocemos: el valor del grado de disociación, los moles iniciales de cada 
sustancia…: 
En este caso al decirnos que se disocian la quinta parte de las moléculas nos están dando el grado de 
disociación, ya que éste valor nos indica la porción de moles disociadas en cada mol de reactivo: si están 
disociadas la quinta parte de moléculas, significa que por cada mol de pentacloruro de fósforo están 
disociadas 0,2 moles, luego  = 0,2. 
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15 
Como el número de moles iniciales de PCl5 lo desconocemos, lo llamamos n0. En este caso inicialmente 
no tendríamos moles de los productos. 
3º - Establecemos una tabla como la que aparece a continuación, en la que se indican los moles iniciales que 
hay de cada sustancia, los moles de cada una que reaccionan, los moles de cada una que se producen y, 
sumando las filas anteriores, los moles que hay en el equilibrio de cada sustancia. 
La última columna la dejamos para sumar el número de moles totales que hay en el equilibrio. 
4º - Rellenamos la tabla teniendo en cuenta los datos que se nos han facilitado. 
Debemos fijarnos que si n0 es el nº de moles iniciales, y reaccionan la quinta parte, el nº de moles que 
reaccionan son n0, es decir 0,2n0. 
Por otra parte, comprobamos el coeficiente que lleva cada sustancia; en esta reacción todas llevan como 
coeficiente el 1, es decir por cada mol que se disocia del reactivo se forma un mol de cada producto: 
5º - Realizamos los cálculos necesarios para resolver el problema. 
En el problema que nos ocupa debemos calcular Kp. 
Para ello es necesario conocer las presiones parciales de cada sustancia en el equilibrio. Como ya 
conocemos los moles de cada una así como los moles totales nos resulta sencillo: 
5
5 5
3
3 3
2
2 2
PCl 0
PCl PCl T T
T 0
PCl 0
PCl PCl T T
T 0
Cl 0
Cl Cl T T
T 0
n 0,8 n
p p p 2atm 1,333atm
n 1,2 n
n 0,2 n
p p p 2atm 0,333atm
n 1,2 n
n 0,2 n
p p p 2atm 0,333atm
n 1,2 n
       
       
       
 
3
5
20 333 0 333 8 32 10 
1 333 

 
   2
PCl C
P
P
l
Cl
p p , atm , atm
K , atm
p , atm
 
 
 PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) Moles totales 
MOLES INICIALES  
MOLES QUE REACCIONAN  
MOLES QUE SE FORMAN  
MOLES EN EL EQUILIBRIO  
 PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) Moles totales 
MOLES INICIALES  n0 – – 
MOLES QUE REACCIONAN  n0 = 0,2n0 – – 
MOLES QUE SE FORMAN  – n0 = 0,2 n0 n0 = 0,2 n0 
MOLES EN EL EQUILIBRIO  n0– n0 = 0,8 n0 0,2 n0 0,2 n0 nT=1,2n0 
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16 
 Una muestra de 2 moles de HI se introduce en un recipiente que tiene una capacidad de 1 litro. 
Cuando se calienta el sistema hasta una temperatura de 900K la constante de equilibrio para la 
disociación del HI es de Kc= 3,810–2. Determina el grado de disociación del HI. 
1º - Escribimos la reacción ajustada: 
2 HI(g)  H2(g) + I2(g) 
 
2º - Escribimos los datos que conocemos: el valor del grado de disociación, los moles iniciales de cada 
sustancia…: 
En este caso desconocemos el grado de disociación, luego su valor es . 
Sabemos que n0= 2. 
 
3º y 4º - Establecemos la tabla y la rellenamos: 
Hay que tener en cuenta que, según los coeficientes, por cada 2 moles que se disocian de HI, se produce 
un mol de H2 y un mol de I2; o, lo que es lo mismo por cada mol que se disocia de HI se produce ½ mol de 
cada producto. 
 
5º - Realizamos los cálculos necesarios para resolver el problema. 
En el problema que nos ocupa debemos calcular . 
Como conocemos el valor de Kc: 
   
     
2
2 2
2 2 2
2
2 2
2 1 2 1
1
3 8 10 0 195 0 28
2 1 2 1 2 1

 
       
  
           
  
 
  
        
     
eq eq
c
eq
c
I H
L LK
HI
L
K , , ,
 
 
 Se introducen 3g de PCl5 en un recipiente que tiene una capacidad de 500 cc. A continuación se 
calienta el recipiente hasta una temperatura de 2500C con lo que se produce la disociación de la 
sustancia en PCl3 y Cl2 . Al llegar al equilibrio la presión dentro del recipiente es de 2,08 atm. 
Determina el grado de disociación de la sustancia y el valor de KP para el equilibrio a esa 
temperatura. 
1º - Escribimos la reacción ajustada: 
PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) 
2º - Escribimos los datos que conocemos: el valor del grado de disociación, los moles iniciales de cada 
sustancia…: 
Nos piden que calculemos el grado de disociación y podemos calcular con facilidad el nº de moles 
iniciales de PCl5 . El peso molecular de PCl5 es 208,5, luego 1 mol de PCl5 son 208,5 gramos. 
 
n0 = 3g/208,5g = 0,0144mol 
 
 
 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) Moles totales 
MOLES INICIALES  n0 = 2 – – 
MOLES QUE REACCIONAN  n0 = 2 – – 
MOLES QUE SE FORMAN  – ½ n0· =  ½ n0· =  
MOLES EN EL EQUILIBRIO  2 – 2 = 
= 2(1–) 
  2 – 2 +  +  = 
= 2 
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17 
3º y 4º - Establecemos la tabla y la rellenamos: 
Hay que tener en cuenta los coeficientes: todos tienen el valor 1 
5º - Realizamos los cálculos necesarios para resolver el problema. 
En el problema que nos ocupa debemos calcular primero . 
Para ello vamos a utilizar la ecuación de los gases perfectos: 
 
 
p V 2,08atm 0,5L
p V n R T n 0,0144 1 mol 0,684
atm LR T
0,082 250 273 K
K mol
 
            
  
  
 
 
Una vez conocido el valor de  pasamos a calcular el valor de KP para lo que vamos a determinar antes 
los valores de las presiones parciales: 
 
 
 
 
   
5
5 5
3
3 3
2 2
PCl
PCl PCl T T
T
PCl
PCl PCl T T
T
Cl Cl T
n 0,0144 1 1 0,316
p p p 2,08atm 2,08atm 2,08atm 0,39atm
n 0,0144 1 1 1,684
n 0,0144 0,684
p p p 2,08atm 2,08atm 2,08atm 0,84atm
n 0,0144 1 1 1,684
p p
   
           
    
 
           
    
   
   
2Cl
T
T
n 0,0144 0,684
p 2,08atm 2,08atm 2,08atm 0,84atm
n 0,0144 1 1 1,684
 
       
    
 
3
5
0 84 0 84 
1 81 
0 39 
 
  2
PCl Cl
P
PCl
p p , atm , atm
K , atm
p , atm
 
 En la descomposición de pentacloruro de fósforo en determinadas condiciones de presión y 
temperatura el grado de disociación  es 0,4. Si el número de moles iniciales de PCl5 eran 3 
¿Cuántos moles de PCl5 habrá en el equilibrio? ¿Y cuántos moles de PCl3 y de Cl2? 
1º- Como hemos indicado la reacción de disociación es: 
PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) 
2º- Como el grado de disociación es la porción disociada de cada mol, la cantidad disociada de PCl5 será igual 
al número de moles iniciadas por el grado de disociación (n0  ), y tendríamos: 
n0   = 3  0,4 = 1,2. 
Habrá 1,2 moles disociadas, por lo que quedarán sin disociar: 
3 – 1,2 = 1,8 moles. 
Fíjate que quedan sin disociar los moles que había inicialmente (n0) menos los moles que se han disociado 
(n0  ). Es decir los moles que quedan sin disociar (moles en equilibrio neq) se calculan así: 
neq(PCl5) = n0– n0   = n0 (1– ) 
Para averiguar el número de moles que se forman de PCl3 y de Cl2 nos tenemos que fijar en los 
coeficientes que acompañan a cada sustancia en la reacción ajustada. 
En este caso vemos que por cada mol que se descompones de PCl5 se producen 1 mol de PCl3 y 1 mol de 
Cl2. Como se han disociado 1,2 moles de PCl5, se formarán 1,2 moles de PCl3 y 1,2 moles de Cl2, cálculo 
que equivale al valor n0  . 
 
 PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) Moles totales 
MOLES INICIALES 0,0144 – – 
MOLES QUE REACCIONAN n0= 0,0144 – – 
MOLES QUE SE FORMAN – n0 = 0,0144 n0 = 0,0144 
MOLES EN EL EQUILIBRIO n0– n0 = n0(1–) = 
= 0,0144(1–) 
0,0144 0,0144 0,0144(1+) 
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3º y 4º - Para resolver los problemas de grado de disociación lo escribiremos mediante la siguiente tabla: 
REACCIÓN PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) 
Moles iniciales n0 = 3 0 0 
Moles que se descomponen n0   = 1,2 
Moles que se forman n0   = 1,2 n0   = 1,2 
Moles en el equilibrio n0 – n0   = 3 – 1,2 = 1,8 1,2 1,2 
 
5º - Moles de PCl5 en el equilibrio = 1,8 
Moles de PCl3 en el equilibrio = 1,2 
Moles de Cl2 en el equilibrio = 1,2 
 En un recipiente de 1L de capacidad se introduce amoniaco a una temperatura de 200C y a la 
presión de 14,7 atm. A continuación se calienta el recipiente hasta 3000C y se aumenta la presión 
hasta 50 atm. Determina el grado de disociación del amoniaco. 
Para conocer la cantidad inicial de amoniaco, aplicamos la ecuación de los gases perfectos a las 
condiciones iniciales. 
 
p V 14,7atm 1L
p V n R T n 0,612 mol
atm LR T
0,082 20 273 K
K mol
 
       
  
  
 
 
Como la reacción de disociación del amoniaco es: 2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g) 
Construimos una tabla de valores para el equilibrio de disociación del amoniaco, teniendo presente que 
por cada mol formado de N2 se forman 3 moles de H2 y desaparecen 2 de NH3. 
REACCIÓN 2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g) 
Moles iniciales 0,612 0 0 
Moles que se descomponen – 2x 
Moles que se forman x 3x 
Moles en el equilibrio 0,612 – 2x x 3x 
El número de moles en el equilibrio es: n = 0,612 — 2x + x + 3x = 0,612 + 2x 
Aplicando al equilibrio la ecuación de los gases perfectos tenemos: 
 
 
p V 50atm 1L
x 0,612 2x mol x 0,226 mol
atm LR T
0,082 300 273 K
K mol
 
     
  
  
 
 
El grado de disociación del amoníaco es: 
nº moles disociados 2x 2 0,226 mol
0,739 73,9%
nº moles iniciales 0,612 mol 0,612 mol

      
 
7.- FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO. 
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER. 
 El NO2 es un gas de color pardo-rojizo, que se transforma fácilmente en N2O4, otro gas totalmente 
incoloro. Se introduce NO2 en un recipiente en el que se establece el equilibrio: 
2NO2 (g)  N2O4 (g); H = – 58 kJ 
A la temperatura de 298K el 92% de la mezcla gaseosa está en forma de N2O4, por lo que se puede 
observar el recipiente ligeramente coloreado. Explica qué pasará con el color del recipiente si: 
a) Se comprime la mezcla gaseosa, disminuyendo el volumen del recipiente. 
b) Se calienta el recipiente. 
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Si observamos la ecuación química, podemos comprobar que estamos ante una reacción exotérmica en la 
que se produce una disminución de moles (o de moléculas) de gases. Por tanto, para responder a ambas 
cuestiones vamos a aplicar el principio de Le Châtelier: 
a) Si comprimimos la mezcla, el sistema, intentará contrarrestar esta causa perturbadora; por ello el 
equilibrio se desplazará hacia el lado que contenga menor número de moles gase; es decir, se desplazará 
hacia la derecha. Como se desplaza hacia el lado en que el gas es incoloro, el recipiente presentará una 
coloración más débil. 
b) Al calentar el recipiente; es decir, al aumentar la temperatura el equilibrio se desplazará en el sentido en 
que la reacción absorba calor, es decir en el sentido en que la reacción es endotérmica. Como vemos que 
hacia la derecha la reacción es exotérmica, esto significa que el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, 
lo que hará que el recipiente aparezca con una coloración más intensa. 
 
 El proceso de Haber de síntesis del amoníaco es: 
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g), H = –92kJ 
a) ¿Cómo afecta el aumento de temperatura a la producción de amoníaco? 
b) ¿Cómo afecta el aumento de presión a la producción de amoníaco? 
c) Si en el horno de producción de amoníaco se retira continuamente el producto, ¿qué ocurre? 
d) ¿Cómo afecta la adición de un catalizador a la constante de equilibrio? 
 
a) Si aumentamos la temperatura, favorecemos el desplazamiento del equilibrio hacia el sistema de mayor 
energía, en este caso, los reactivos, por tanto la producción de amoníaco disminuye. Por eso la producción 
de amoníaco debería hacerse a baja temperatura. Esto tiene otro inconveniente: a baja temperatura, la 
velocidad del proceso es pequeña. Ver apartado d). 
b) Si aumentamos la presión, el equilibrio se desplaza (sin alterar la constante) hacia la producción de menor 
número de moles. En nuestro caso, se favorece la producción de amoníaco. 
c) Al eliminar el producto a medida que se forma, el sistema responde produciendo más amoníaco. Este es 
un método muy eficaz de aumentar el rendimiento de la producción. 
d) Un catalizador actúa aumentando las constantes cinéticas del proceso (de la reacción directa y de la 
inversa), pero no altera la constante de equilibrio. Si se combina la eliminación continua de producto con 
la presencia de catalizadores, el efecto "negativo" de la temperatura baja se compensa. 
 En un recipiente de 4 L, se introducen 5 moles de COBr2 y se calienta hasta la temperatura de 350 
K. Si la constante del equilibrio de disociación del COBr2 es Kc = 0,190 mol/L: 
a) Halla el grado de disociación y la concentración de todas las especies en el equilibrio. 
b) Si se añaden 4 moles de CO al sistema, calcula la nueva concentración de todas las especies 
cuando se restablece el equilibrio y el grado de disociación del COBr2. 
a) La concentración inicial de COBr2 es:  2 0
5mol mol
COBr 1,25
4L L
  
Por tanto: 
 COBr2 (g)  CO (g) + Br2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 1,25 0 0 
Se disocian – x 
se forman + x + x 
Concentración equilibrio (mol/L) 1,25 – x x x 
Teniendo en cuenta los datos obtenidos de concentración en el equilibrio, podemos escribir: 
2
2 0 190
1 25
      
  
  
c
2
CO Br mol x
K ,
L ,COBr x
 
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20 
Operando, resulta: 
x2 + 0,190 x — 0,2375 = 0, cuyas soluciones son: x1 = 0,40 mol/L y x2 = – 0,59 mol/L (absurda por ser negativa). 
De esta forma, las concentraciones de las distintas especies en el equilibrio son: 
[COBr2] = 1,25 – x = 1,25 – 0,40 = 0,85 mol/L 
[CO] = [Br2]= x = 0,40 mol/L 
El grado de disociación es: 
nº moles disociados 0,40
0,32 32%
nº moles iniciales 1,25
     
b) Al añadir 4 moles de CO se agrega una concentración de: 
 
añadida
4mol mol
CO 1
4L L
  . Lo que significa que inicialmente ahora habrá 0,40 + 1 = 1,40 mol/L de CO. 
Por el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, reaccionando “y” moles de CO 
con “y” moles de Br2 para producir “y” moles de COBr2 y así restablecer el equilibrio, sin que varíe la constante 
de equilibrio. Para el nuevo equilibrio, la tabla de valores es la siguiente:COBr2 (g)  CO (g) + Br2 (g) 
Concentración inicial (mol/L) 0,85 1,40 0,40 
Se disocian – y – y 
se forman + y 
Concentración equilibrio (mol/L) 0,85 + y 1,40– y 0,40 – y 
Teniendo en cuenta los nuevos datos de concentración en el equilibrio, podemos escribir: 
   2 1 40 0 400 190
0 85
         
  
  2
c
CO Br , y , ymol
K ,
Lr ,COB y
 
Operando, resulta: 
     
2
2
0 190 0 85 1 40 0 40
0 165 0 190 1 80 0 56
1 99 0 395 0
     
   
  
, , y , y , y
, , y y , y ,
y , y ,
 
Con las soluciones: y1 = 0,23 mol/L e y2 = 1,76 mol/L (absurda por ser mayor que la que hay de inicio) 
De esta forma, las concentraciones de las distintas especies en el equilibrio son: 
[COBr2] = 0,85 + y = 0,85 + 0,23 = 1,08 mol/L 
[CO] = 1,40 – y = 1,40 – 0,23 = 1,17 mol/L 
[Br2]= 0,40 – y = 0,40 – 0,23 = 0,17 mol/L 
Para calcular el nuevo grado de disociación, debemos tener presente que la concentración inicial de COBr2 
es 1 ,25 mol/L, ya que se añade monóxido de carbono y nada de bromo y que al ser la concentración final de 
COBr2 1,08 mol/L, significa que se han disociado 0,17 mol/L. Luego: 
nº moles disociados 0,17
0,136 13,6%
nº moles iniciales 1,25
     
Que está de acuerdo con el principio de Le Châtelier, disminuyendo la disociación del COBr2. 
 
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21 
 A partir de la constante de equilibrio Kp de la reacción de formación de NH3, justifica que una 
disminución de volumen a la mitad desplaza el equilibrio hacia la formación de este compuesto. 
Para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g), la constante de equilibrio es: 
3
2
3


2 2
P
H
NH
N
p
K
p p
 
Al disminuir el volumen a la mitad, las concentraciones de los distintos componentes se duplican y sus 
presiones parciales también se duplican. Las nuevas presiones parciales en el equilibrio son: 
3 3NH NH
N N
H H
p' 2 p
p' 2 p
p' 2 p
 
 
 
2 2
2 2
 
Y el cociente de reacción en presiones Q en estas condiciones es: 
 
 
33 3 3
2
2 2 2
3 3 3 3
2 4 4 1
16 42 82 2
 
     
      2 2 2 2 2 2
2 2
NHNH NH NH
N N N
N
p
H H H
H
pp ' p p
Q K
p ' p ' p p p pp p
 
Como el cociente de reacción Q es menor que Kp, el equilibrio tiende a restablecerse aumentando la presión 
parcial del amoníaco y disminuyendo la del nitrógeno y la del hidrógeno tal como predice el principio de Le 
Châtelier. Si el aumento de presión se logra introduciendo una sustancia inerte, las concentraciones de los 
reactivos y con ello sus presiones parciales no se modifican y el equilibrio no se desplaza en ningún sentido. 
 A Ia temperatura de 200 0C y a la presión de 1 atm, el pentacloruro de fósforo está disociado en 
un 48,5 %. Halla su grado de disociación cuando, manteniendo la temperatura constante, se 
disminuye el volumen y la presión crece hasta 10 atm. 
La estequiometría de la reacción nos muestra: 
 
 
 
 
 
 
Los moles totales presentes en el equilibrio son: nT = n0 (1 – ) + n0 + n0 = n0 (1 + ) 
Las presiones parciales de las distintas sustancias en el equilibrio son: 
 
 
 
5
5 5
2
3 2 2
PCl 0
PCl PCl T T T T
T 0
Cl 0
PCl Cl Cl T T T T
T 0
n n 1 1
p p p p p
n n 1 1
n n
p p p p p p
n n 1 1
 
        
  
 
         
  
 
Por tanto: 
   
   
   
3
5
22
2
2 2
2
2 2 2
2 2
1 11
11 1 1
11
0 485
1 0 308
1 1 1 1 0 485
           
     
            
 
      
      
2
T
T
PCl Cl
PC
P
T
T
l
T
T
T
pp
p p
K p
p
pp
,
p p atm , atm
,
 
 PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) 
MOLES INICIALES  n0 – – 
MOLES QUE REACCIONAN  – n0 – – 
MOLES QUE SE FORMAN  – + n0 + n0 
MOLES EN EL EQUILIBRIO  n0– n0 = n0 (1 – 
) 
n0 n0 
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22 
En el sistema, al aumentar la presión hasta 10 atm, con disminución del volumen, el valor de Kp no se 
modifica. Aplicando la relación entre  y Kp, ya deducida, a las nuevas condiciones, resulta: 
2 2
2 2
0 308 10 0 308 0 173
1 1
 
        
   
P T
K p , atm atm , atm , 
El grado de disociación disminuye, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, pues al aumentar la presión 
sobre el sistema, el equilibrio se desplaza hacia el PCl5 sin disociar.