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REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
UNIVERSIDAD EXPERIMENTAL SUR DEL LAGO “Jesús María 
Semprúm”
PROGRAMA DE INGENIERÌA EN ALIMENTOS.
UNIDAD CURRICULAR: QUIMICA INORGANICA.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
Prof. David Mejias
2009
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
• Se llaman reacciones irreversibles las que finalizan cuando se agota alguna de las 
sustancias reaccionantes y se dice que la reacción ha transcurrido en una sola 
dirección, es decir, desde los reactivos hacia los productos. 
• Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La mayoría son 
reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción 
procede hacia la formación de productos. 
• Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto comienza el proceso 
inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio 
químico se alcanza cuando las velocidades de reacción directa e inversa se igualan 
y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.
• Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias como 
reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se 
denomina equilibrio físico porque los cambios que suceden son procesos físicos. 
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
• Aunque el estudio del equilibrio físico da información útil, como la presión 
de vapor de equilibrio, es de gran importancia estudiar los procesos 
químicos en equilibrio; por ejemplo la reacción reversible entre el dióxido de 
nitrógeno (NO2) y el tetróxido de dinitrógeno (N2O4). El avance de esta 
reacción, puede seguirse con facilidad ya que el N2O4 es un gas incoloro, 
mientras que el NO2 tiene un color café oscuro que muchas veces es 
visible en el aire contaminado. 
N2O4(g) 2NO2(g)
Incoloro Color Café
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
• Suponga que se inyecta N2O4 en un matráz vacío. El color café que 
aparece de inmediato indica que se han formado moléculas de NO2. El 
color se torna más intenso a medida que se disocia más N2O4, hasta que 
se logra el equilibrio. Más allá de este punto no hay cambios evidentes de 
color, porque las concentraciones de N2O4 y de NO2 permanecen 
constantes.
• También es posible alcanzar el estado de equilibrio partiendo de NO2 puro. 
Cuando algunas moléculas de NO2 se combinan para formar N2O4 el color 
se desvanece. Otra forma de crear un equilibrio es comenzar con una 
mezcla de N2O4 y de NO2 y seguir el curso de la reacción hasta que el color 
ya no cambie. La figura 1 , muestra como se forma un gas a partir del otro,
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HOMOGENEO
• El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que 
todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. La 
disociación del N2O4 es un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase 
gaseosa. El equilibrio puede expresarse matemáticamente de la siguiente 
forma: 
Kc = [NO2]2/[ N2O4]
N2O4(g) 2NO2(g)
Incoloro Color Café
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HOMOGENEO
• Observe que el subíndice en Kc indica que las concentraciones de las 
especies reactivas se expresan en molaridad (moles por litro). Las 
concentraciones de reactivos y productos en las reacciones de gases 
también se pueden expresar en términos de sus presiones parciales:
Kp = P2 NO2/ PN2O4 y dado que: P = (n/V).R.T
Kp = Kc(R.T)∆n
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HETEROGENEO
• Una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en 
distintas fases conduce a un equilibrio heterogéneo . Por ejemplo, cuando 
el carbonato de calcio se calienta en un recipiente cerrado, se establece el 
siguiente equilibrio:
CaCO3(s) CaO (s) + CO2(g)
Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas. La constante de
equilibrio se puede expresar como:
K′c = [CaO][CO2]/[CaCO3]
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HETEROGENEO
La prima en la constante K′c sirve para distinguirla de la forma final de la constante 
de equilibrio que se obtiene más adelante). Sin embargo, la “concentración” de 
un sólido, al igual que su densidad, es una propiedad intensiva y no depende de 
la cantidad de sustancia presente. Por ejemplo, la “concentración molar” del 
cobre (densidad = 8,96 g/cc) a 20 °C es la misma pa ra 1 gramo o 1 tonelada del 
metal.
[Cu] = (8,96 g/cc).(1 mol/63,55 g) = 0,141 mol/cc = 141 mol/litro
Por esta razón los términos [CaO] y [CaCO3] son en sí mismos constantes y se 
pueden combinar con la constante de equilibrio. En esta forma, la ecuación se 
simplifica a:
([CaCO3]/[CaO]). K′c = Kc = [CO2]
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HETEROGENEO
• Donde Kc, es la nueva constante de equilibrio, la cual, queda expresada en 
términos de una sola concentración, la de CO2. Observe que el valor de Kc 
no depende de la cantidad de CaCO3 y CaO presentes, siempre que algo 
de éstos se encuentren en el equilibrio, Figura 2. La presión de equilibrio 
de CO2 es la misma en a) y b) a la misma temperatura, 
independientemente de las cantidades diferentes de CaCO3 y CaO
presentes.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HETEROGENEO
• En forma alternativa, la constante de equilibrio también se expresa 
como:
Kp = PCO2.
• En este caso, la magnitud de la constante de equilibrio es igual a la 
presión del gas CO2 una magnitud fácil de medir.
• Lo que se mencionó a cerca de los sólidos se aplica también para 
los líquidos, es decir, si un líquido es un reactivo o un producto, su 
concentración se considera como constante y no se incluye en la 
expresión de la constante de equilibrio K.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
• El concepto de constantes de equilibrio es fundamental en química. Como 
se verá en breve, las constantes de equilibrio son la clave para resolver 
muchos tipos de problemas de estequiometría de sistemas en equilibrio. 
• Por ejemplo, un químico industrial que desea obtener el máximo 
rendimiento de ácido sulfúrico, debe tener un conocimiento claro de las 
constantes de equilibrio de todas las etapas del proceso, desde la 
oxidación del azufre hasta la formación del producto final. 
• Un médico especialista en casos clínicos de alteraciones en el balance 
ácido-base necesita conocer las constantes de equilibrio de ácidos y bases 
débiles.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
• Para emplear las constantes de equilibrio, es necesario expresarlas en 
términos de concentraciones de reactivos y de productos. 
• La única guía con que se cuenta es la ley de acción de masas . Esta ley 
propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Meter Waage, 
establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una 
temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de 
reactivos y productos tienen un valor constante K. 
• Esta ley conduce a la fórmula general para encontrar las concentraciones 
de equilibrio. 
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
• Sin embargo, como las concentraciones de reactivos y de productos se 
pueden expresar en distintas unidades, y dado que las especies que 
reaccionan no siempre están en la misma fase, es probable que haya más 
de un modo de expresar la constante de equilibrio para la misma reacción. 
Para comenzar, se analizarán reacciones en las que los reactivos y 
productos están en la misma fase.
K = [C]c.[D]d/[A]a.[B]b
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
• Ejemplo 1.
• Escriba las expresiones para Kc y Kp, según sea el caso, para las 
siguientes reacciones reversibles en equilibrio:
• a.- HF(ac) + H2O(l) ------- H3O+(ac) + F-(ac)
• b.- 2NO(g) + O2(g) -------- 2NO2(g)
• c.- CH3COOH(ac) + C2H5OH(ac) -------- CH3COOC2H5(ac) + H2O(l)
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
• Solución:
• a.- Como en esta reacción no hay gases presentes, Kp no se aplica y 
solo se tiene a K’c.
K’c = [H3O+].[F-]/[HF].[H2O]El HF es un ácido débil, de modo que la cantidad de agua que se 
consume en la ionización del ácido es despreciable comparada con la 
cantidad de agua presente como disolvente. Por tanto, la expresión de 
la constante de equilibrio se reduce a:
Kc = [H3O+].[F-]/[HF]
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
• Solución:
• b.- Kc = [NO2]2/[NO]2.[O2] Ó Kp = P2 NO2 /P2 NO.PO2
• c.- La constante de equilibrio K′c está dada por:
K′c=[CH3COOC2H5][H2O]/[H3COOH].[C2H5OH]
Como el agua formada en la reacción es despreciable comparada con el agua 
presente como disolvente, su concentración no cambia, y la nueva constante 
de equilibrio se expresa como:
• Kc=[CH3COOC2H5]/[CH3COOH].[C2H5OH]
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RESUMEN DE LAS REGLAS PARA ESCRIBIR LAS EXPRESIONES DE 
LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO.
• Las concentraciones de las especies reactivas en fase condesada se 
expresan en mol/litro; en la fase gaseosa, las concentraciones se pueden 
expresar en mol/litro o en atm. Kc se relaciona con Kp por medio de una 
ecuación simple:
Kp = Kc(R.T)∆n.
Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios 
heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen 
en las expresiones de la constante de equilibrio.
La constante de equilibrio (Kc o Kp) es una cantidad adimensional en 
muchos casos.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RESUMEN DE LAS REGLAS PARA ESCRIBIR LAS EXPRESIONES DE 
LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO.
• Al señalar un valor para la constante de equilibrio, es necesario 
especificar la ecuación balanceada y la temperatura.
• Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la 
constante de equilibrio para la reacción global está dada por el 
producto de las constantes de equilibrio de las reacciones 
individuales.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
• La magnitud de K = [C]c[D]d/[A]a[B]b, es constante a una 
temperatura dada y no depende de las variaciones de cada una de 
las concentraciones de equilibrio. Este hecho se entiende si se 
examina la cinética de las reacciones químicas y, al mismo 
tiempo, se tiene una idea más clara de los procesos de equilibrio.
• Suponga que la siguiente reacción reversible se lleva a cabo por 
un mecanismo que consta de un solo paso elemental tanto en la 
dirección directa como en la inversa:
k1
A + 2B AB2
k2
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
• La velocidad directa está dada por V1:
Velocidad1 = k1.[A].[B]2
• y la velocidad de la reacción inversa está dada por V2:
Velocidad2 = k2.[AB2]
• Donde K1 y K2 son las constantes de velocidad para las 
reacciones en sentido directo e inverso. En el equilibrio, cuando ya 
no se producen cambios netos, las dos velocidades son iguales.
Velocidad1 = Velocidad2
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
• k1[A].[B]2 = k2[AB2]
k1/ k2 = [AB2]/ [A].[B]2 = Kc
• Donde a que K1 y K2 son constantes a una temperatura dada, su 
cociente también es una constante, y es igual a la constante de 
equilibrio Kc.
Kc = [AB2]/ [A].[B]2
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
• Como se ha podido ver la constante de equilibrio está relacionada con la 
velocidad de la reacción, pero hasta ahora no hemos definido formalmente el 
concepto de velocidad de reacción. Para ello basta decir, que se entiende por 
velocidad de una reacción química la cantidad de materia que se consume o 
se produce por unidad de tiempo y describe qué tan rápido cambian con el 
tiempo las concentraciones de los reaccionantes o los productos.
Generalmente se expresa en las unidades mol/litro-seg.
• La velocidad específica de reacción se define como la cantidad de materia 
que se transforma por segundo por unidad de volumen del sistema.
• Existen cuatro factores que influye en la velocidad de una reacción: (1) 
naturaleza de los reaccionantes, (2) concentración de los reaccionantes, (3) 
temperatura y (4) catálisis.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.
• Diferentes reacciones químicas proceden a velocidades diferentes; 
algunas son tan rápidas que parecen instantáneas como la 
neutralización de un ácido por una base, mientras que otras son tan 
lentas que no aparece signo de reacción en varios meses y aún en 
años.
• La ley de velocidad para una reacción tal como:
aA + bB + cC ------------ dD + eE
Velocidad = k[A]x.[B]y.[C]z
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.
• Donde k es una constante llamada constante de velocidad específica
y los términos dentro de los corchetes, [A], [B] y [C] representan las 
concentraciones molares (moles/litro) de los reaccionantes. Los 
exponentes x, y, z representan el orden de la reacción con respecto 
de A, B y C respectivamente. 
• El orden total de la reacción es (x + y + z). El valor numérico de los 
exponentes x, y, z debe determinarse experimentalmente y no puede 
deducirse teóricamente; además, no hay relación entre estos 
exponentes y los coeficientes de A, B y C en la ecuación balanceada 
(es decir, a, b y c). 
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.
• Si el exponente es x = 1, la reacción es de primer orden con respecto a 
A.
• Si el exponente es x = 2, la reacción es de segundo orden con respecto a 
A, etc.
• Es posible que x = 0, lo cual significa que la velocidad de la reacción es 
independiente de la concentración del compuesto A (orden cero en A). 
Las unidades de k dependen de las unidades para las concentraciones y 
de las unidades de tiempo.
• Como la velocidad de una reacción se puede estudiar 
experimentalmente midiendo los cambios de concentración que ocurren 
en un intervalo dado de tiempo, la ecuación de velocidad para la 
reacción puede expresarse también en función de los símbolos:
-d[A]/dt, -d[B]/dt, +d[C]/dt, +d[D]/dt
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.
• Donde -d[A]/dt y -d[B]/dt denotan, respectivamente, la disminución de 
concentración de A y B por unidad de tiempo; +d[C]/dt y +d[D]/dt
denotan el aumento de la concentración de C y D por unidad de tiempo.
• Para un reaccionante determinado, A o B, la ecuación de velocidad se 
puede escribir también:
• Velocidad de transformación = - ∆[reaccionante]/∆t
• y para un producto (D o E):
• Velocidad de formación = ∆[producto]/∆t
Donde ∆[ ] es el cambio de concentración que ocurre en un intervalo de 
tiempo ∆t.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE 
REACCIÓN. ECUACIÓN DE ARRHENIUS.
• Casi todas las reacciones químicas suceden a mayor velocidad 
cuando se aumenta la temperatura. Para hacer un cálculo cuantitativo 
del efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción, es 
necesario examinar los cambios que ocurren en la energía potencial 
cuando dos moléculas chocan y reaccionan. En la figura 3 , se 
muestra un diagrama de energía potencial para el proceso A + B --
-- C + D.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE 
REACCIÓN. ECUACIÓN DE ARRHENIUS.
• Este diagrama es un gráfico de la energía potencial poseída por las 
moléculas como una función de las coordenadas de reacción. A la 
izquierda del diagrama los reaccionantes A y B estan muy lejos entre si; 
cuando se acercan se debe vencer la repulsión mutua entre sus nubes 
electrónicas convirtiendo la energía cinética en energía potencial, de tal 
suerte que, la energía potencial del sistema, aumenta a un máximo en el 
complejo activado compuesto de A y B de vida muy corta, [A. . .B], donde 
el símbolo ≠ se utiliza para designar el estado activado.
• Este complejo se puede descomponer para formar moléculas de C + D o 
para formar nuevamentelas moléculas de A + B. En el diagrama el nivel 
de energía (entalpía) de C + D está por debajo del nivel de A + B, de 
suerte que la reacción es exotérmica.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN. 
ECUACIÓN DE ARRHENIUS.
• La diferencia de energía entre A + B y el complejo activado representa 
una barrera de energía que deben vencer las moléculas reaccionantes 
para que se produzca la reacción denominada energía de activación, Ea. 
• Como regla general, las reacciones que tienen energía de activación alta 
tienden a producirse lentamente, mientras que las reacciones rápidas 
generalmente tienen energías de activación bajas. 
• Cuando se eleva la temperatura de la mezcla que reacciona, se aumenta 
la fracción de las moléculas reaccionantes que poseen esta energía 
mínima, de manera que aumenta la velocidad de la reacción. Esto se 
expresa cuantitativamente en la ecuación de Arrhenius:
• K1 = A. e(-Ea/R.T1) K2 = A. e(-Ea/R.T2)
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN. 
ECUACIÓN DE ARRHENIUS.
• Haciendo logaritmos en base e (logaritmo natural) en ambos lados.
• Ln(K1) = ln(A) -Ea/R.T1 Ln(K2) = ln(A) -Ea/R.T2
• Llevando estas expresiones a logaritmo decimales y restando la primera 
ecuación de la segunda, se cancela el término común log A, y se obtiene:
• log(K2) – log(K1) = (Ea/2,303.R.T1)-(Ea/2,303.R.T2)
• Reordenando,
• log(K2)/(K1) = (Ea/2,303.R).(1/T1 – 1/T2)
• De esta última expresión se puede calcular la energía de activación Ea, si se 
conocen las constantes K1 y K2 a las temperaturas T1 y T2.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se 
desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio (o 
perturbación) de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla, 
o principio de Le Châtelier , establece que si un equilibrio es sometido a un 
efecto perturbador, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela 
parcialmente dicha perturbación alcanzando nuevamente una posición de 
equilibrio. El principio de Le Châtelier se utiliza para valorar los efectos de 
tales cambios.
• CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN.
• El tiocianato de hierro (III), [Fe(SCN)3], se disuelve fácilmente en 
agua y da como resultado una solución de color rojo por la presencia 
del ión FeSCN+2 hidratado. El equilibrio entre el ion FeSCN+2 no 
disociado y los iones Fe+3 y SCN- está dado por:
¿Qué sucede cuando se agrega tiocianato de sodio (NaSCN) a esta disolución? En 
este caso, la perturbación aplicada al sistema en equilibrio implica un aumento 
en la concentración de SCN- (debido a la disociación de NaSCN). Para 
contrarrestar esta perturbación, algunos iones Fe+3 reaccionan con los iones 
SCN- añadidos y el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda.
FeSCN+2(ac) Fe+3(ac) + SCN-(ac)
Rojo amarillo pálido incoloro
FeSCN+2(ac) Fe+3(ac) + SCN-(ac)
Rojo amarillo pálido incoloro
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• Por consiguiente el color rojo de la disolución se vuelve más intenso figura 
4. De igual modo, si se agrega nitrato de hierro (III), [Fe(NO3)3], a la 
disolución original, el color rojo también se acentúa porque los iones Fe+3 
añadidos provenientes del [Fe(NO3)3] desplazarán el equilibrio hacia el lado 
izquierdo.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• Suponga ahora que se agrega algo de ácido oxálico (H2C2O4) a la disolución 
original. El ácido oxálico se ioniza en agua y forma el ion oxalato C2O4-2, el cual 
se une fuertemente a los iones Fe+3 libres. Estos iones se consumen a medida 
que se forma el ion Fe(C2O4) 3-3 estable de color amarillo. En consecuencia, si 
se disocian más unidades de FeSCN+2 y el equilibrio se desplaza hacia la 
derecha:
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• La solución roja se volverá amarilla debido a los iones 
Fe(C2O4)3
-3 formados.
• Este experimento demuestra que todos los reactivos y productos se 
encuentran en equilibrio en el sistema de reacción. Además, al aumentar las 
concentraciones de los productos (Fe+3 o SCN-) el equilibrio se desplaza 
hacia la izquierda, y al disminuir la concentración del producto Fe+3 el 
equilibrio se desplaza hacia la derecha. Estos cambios son los que predice 
el principio de Le Châtelier.
FeSCN+2(ac) Fe+3(ac) + SCN-(ac)
Rojo amarillo pálido incoloro
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.
• Los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de las 
especies reactivas en fase condensada (por ejemplo, en disolución acuosa), ya 
que los líquidos y los sólidos son prácticamente incompresibles. En cambio, las 
concentraciones de los gases son muy susceptibles a los cambios de presión. Al 
examinar de nuevo la ecuación:
PV = n.R.T P = (n/V).R.T
• Se nota que P y V se relacionan en forma inversa: a mayor presión menor 
volumen, y viceversa. Observe también que el término (n/V) es la concentración 
del gas en mol/L, y varía directamente con la presión. Suponga que el sistema en 
equilibrio:
N2O4(g) 2NO2(g)
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.
• Está dentro de un cilindro acoplado a un émbolo móvil. ¿Qué pasaría si se 
aumenta la presión de los gases empujando el émbolo a temperatura 
constante? Como el volumen disminuye la concentración (n/V) de ambos gases 
(N2O4 y NO2) aumenta. Dado que la concentración de NO2 está elevada al 
cuadrado en la expresión de la constante de equilibrio, Kc = [NO2]2/[N2O4] el 
incremento de la presión aumenta el numerador más que el denominador. El 
sistema ya no está en equilibrio, así que:
Qc = [NO2]2/[N2O4]
Por consiguiente, Qc > Kc, la reacción neta se desplazará hacia la izquierda hasta 
que Qc = Kc. Por el contrario una disminución en la presión (aumento de 
volumen) hará que Qc sea menor que Kc, y la reacción neta se desplazará
hacia la derecha hasta que Qc = Kc.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.
• En general, un aumento en la presión (disminución de volumen) favorece la 
reacción neta que reduce el número total de moles de gases (en este caso, la 
reacción inversa), y una disminución en la presión (aumento de volumen) 
favorece la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases (en 
este caso, la reacción directa). Para las reacciones en las que no cambia el 
número de moles de gases, el cambio de presión (o de volumen) no modifica la 
posición del equilibrio.
• Ejemplo 1.
• Para cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio:
• a.- 2PbS(s) + 3O2(g) ==== PbO(s) + 2SO2(g)
• b.- PCl5(g) ==== PCl3(g) + Cl2(g)
• c.- H2(g) + CO2(g) ===== H2O(g) + Co(g)
• Pronostique la dirección de la reacción neta en cada caso al aumentar la 
presión del sistema a temperatura constante.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.
• a.- Si sólo se consideran las moléculas gaseosas, en la ecuación balanceada 
hay 3 moles de reactivos gaseosos y dos moles de productos gaseosos. Por 
tanto, la reacción neta se desplazará hacia los productos (hacia la derecha) 
cuando aumenta la presión.
• b.- El número de moles de productos es 2 y el de los reactivos 1; por tanto, la 
reacción neta se desplazará hacia los reactivos, es decir, hacia la izquierda.
• c.- El número de moles es igual al número de moles de reactivos, de manera 
que el cambio de presión no tiene efecto sobre el equilibrio.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• CAMBIOS EN LA TEMPERATURA.
• Los cambios de concentración, presión o volumen, pueden alterar la posición 
del equilibrio, pero no modifican el valor de la constante de equilibrio químico. 
Este solo se altera con los cambios en la temperatura. 
• La formaciónde NO2 a partir de N2O4 es un proceso endotérmico:
N2O4(g) NO2(g)
∆H° = 58,0 kj
Y la reacción inversa es exotérmica:
N2O4(g) NO2(g)
∆H° = -58,0 kj
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• CAMBIOS EN LA TEMPERATURA.
• En resumen un aumento en la temperatura favorece la reacción endotérmica, y 
una disminución de temperatura favorece una reacción exotérmica.
Figura 5. a) Dos bulbos que contienen una mezcla en equilibrio de NO2 y N2O4
gaseosos b) cuando un bulbo se sumerge en agua helada (izquierda), se aclara 
su color, lo cual indica que se formó el gas incoloro N2O4. Cuando el otro bulbo se 
sumerge en agua caliente su color se oscurece, lo indica un aumento en el gas 
NO2.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
• EFECTO DE UN CATALIZADOR.
• Se sabe que un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al reducir la 
energía de activación de la reacción. Sin embargo, un catalizador disminuye la 
energía de activación de la reacción directa y la reacción inversa en la misma 
magnitud. 
• Se puede concluir que la presencia de un catalizador no modifica la constante 
de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio. 
• Si un catalizador se añade a una mezcla que no está en equilibrio, sólo 
provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. La misma mezcla se 
obtendrá sin el catalizador, pero en mayor tiempo.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.