Este documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que un proceso reversible alcanza el equilibrio cuando las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales. Define la constante de equilibrio (Kc) como la razón entre las velocidades de formación de productos y reactivos cuando el sistema alcanza el equilibrio. Indica que Kc depende solo de la temperatura y no de las concentraciones iniciales de reactivos.

1. EQUILIBRIO QUIMICO
En el estudio de las reacciones químicas. básicamente, se consideraron la
formación y la estequiometría. A esto, hay que agregar el estudio de las
velocidades de reacción y equilibrio.
Si bien es cierto que, en muchas reacciones los reactivos se consumen
completamente para dar productos, no son procesos reversibles. En otras,
quizá más numerosas, los productos una vez formados, reaccionan entre
sí para generar reactivos. En otros términos el proceso es reversible. Un
proceso reversible se indica con una doble flecha ( ) entre
reactivos y productos.
La descomposición de un carbonato con un ácido es un ejemplo de
reacción no reversible. CaCO 3 + 2 H C l C a C l 2 + C O 2 + H 2O
En este caso, el carbonato de calcio reacciona completamente para
transformarse en cloruro de calcio (CaCl 2 ), agua (H 2 O) y dióxido de
carbono (CO 2 ), que se difunde en el aire tan pronto se forma.
Esta reacción, en un sistema abierto como el es un proceso o reacción
irreversible porque ocurre solamente de izquierda a derecha.
La síntesis del acido yodhídrico ( HI ) a partir de sus elementos a 700° C,
es un ejemplo de reacción reversible:
H 2 (g ) + I 2 ( g ) 2HI(g)
Al comienzo los reactivos desaparecen para formar el HI. Poco después,
cuando se ha formado suficiente ácido éste se empieza a descomponer
para formar H 2 e I 2, hasta alcanzar un estado de equilibrio. A partir de ese
momento. las concentraciones de las especies involucradas en la
reacción permanecen constantes.

2. VELOCIDAD EN LAS REACCIONES QUÍMICAS
El equilibrio químico, en un proceso reversible, se establece cuando las
velocidades de las reacciones hacia la derecha y hacia la izquierda son
iguales.
Para entender adecuadamente el concepto de equilibrio, es necesario hacer un
breve estudio de la cinética química.
La expresión cinética química o velocidad de reacción se emplea para describir la
rapidez de desaparición o transformación de los reactivos y la rapidez de aparición
o formación de los productos en una reacción determinada. La cinética química
tambien se ocupa de la interpretación de las velocidades de las reacciones
químicas con relación a sus mecanismos.
Los mecanismos de reacción son caminos hipotéticos que recorren losreactivos
para llegar a los productos.
Así por ejemplo, cuando se pone dióxido de nitrógeno, NO2 en un recipiente, éste
se transforma lentamente en tetróxido de dinitrogeno, N2O4 . Durante el proceso,
la concentración de NO2 disminuye, y la concentración de N2O4 aumenta.
La velocidad de una reacción se puede expresar como la tasa de disminución de
la concentración de un reactivo con respecto al tiempo. En caso, variación de la
concentración de N2O4.
Variación de la = velocidad de desaparición del NO2 = - ( NO2 )
Concetración de NO2 un intervalo de tiempo t
La notación (NO2 ) significa variación de la concetración de NO2 y t
representa un intervalo de tiempo. El signo menos ( - ), indica solamente que se
trata de la desaparición del reactivo.
La formula del reactivo entre parentesis ( ), significa concentración en moles litro;
es decir, se trabaja en concetraciones molares.

3. Tambien se puede expresar la velocidad de una reacción como la tasa de
aparición de un producto con respecto al tiempo. Para la reacción en mención, se
tiene:
Velociadad de aparición del N2O4 = variación de la concentración de N2O4
En un intervalo de tiempo
= ( N2O4 )
t
Puesto que las concentraciones som molares,las unidades de la velocidad de
reacción son: moles / L = moles x L-1 s-1
s
A medida que pasa el tiempo, la velociad de una reacción generalmente cambia,
como se observa el grafica. A2 + B2 2AB
La concentración del NO 2 decrece rápidamente al comienzo y, luego, tiende a
estabilizarse, mientras que la concentración del N 2O4 crece rápidamente al
comienzo y, luego, lentamente se estabiliza.
El anterior es el comportamiento general de una reacción que puede
representarse como: A2 + B2 2AB
La velocidad de una reacción, en términos de la desaparición de uno de los
reactivos, es: velocidad de desaparición A 2 = - [A2]
t

4. y en términos de aparición de productos, es:
velocidad de aparición de AB = - [AB]
t
En ambos casos, las unidades son: moles
L/s.
¿Cómo se producen las reacciones químicas?
Existen dos visiones generales acerca de cómo transcurren las reacciones
químicas: la teoría de las colisiones y la del complejo activado. La teoría de las
colisiones establece que las reacciones proceden, mediante choques efectivos
entre las partículas de los reactivos, átomos o moléculas generalmente.
Para que se produzca un choque efectivo, se requieren dos condiciones:
1. Que las partículas choquen con una energía mínima suficiente para
reorganizar los electrones de valencia, romper unos enlaces y formar otros.
2. Que al chocar, las partículas estén orientadas adecuadamente.
Cuando las partículas chocan o colisionan con una energía baja, las nubes
electrónicas se repelen y las partículas se separan sin ninguna
modificación. Si éstas tienen la mínima energía pero colisionan apenas
tangencialmente, tampoco hay modificaciones en ellas: "las partículas salen
ilesas del choque".
La teoría del complejo activado o del estado de transición describe el curso de
una reacción a partir de la variación de energía potencial en los reactivos.
Como se vio anteriormente, la energía química es potencial.
La diferencia de energía entre el estado inicial de los reactivos y el complejo
activado se llama energía de activación, y se anota como E a . Así, los reactivos
deben absorber energía suficiente para sobrepasar la energía de activación; de lo
contrario, no hay reacción.

5. En realidad, durante el proceso no todas las moléculas alcanzan a pasar la
energía de activación: algunas llegan hasta la mitad de la pendiente y se
devuelven. (véase figura 12.4)
El Complejo Activado Y Los Procesos Endotérmicos Y Exotérmicos
La energía de los reactivos, estado inicial, es menor que la energía de los
productos, estado final. Desde el complejo activado hasta los productos, se
libera una cantidad de energía, E f.
La diferencia entre la energía de activación, Ea, y la energía final, Ef, es la
entalpía, H, o cambio de calor asociado en la reacción.
H = Ea - Ef
Puesto que se libera más energía desde el complejo activado hasta los
productos que la absorbida por los productos hasta el punto máximo, H, la
expresión anterior es negativa. Durante la reacción se libera calor, y el proceso
es exotérmico.
H = Ea - Ef = -
Considerando la reacción opuesta, es decir, analizando la reacción desde
productos a reactivos, se observa que la energía de los "productos"; es mayor
que la energía de los "reactivos"; la energía de activación, Ea, es mayor que de
izquierda a derecha. Desde el complejo activado hasta los "productos", se
libera una energía final, E f , menor que la liberada de izquierda a derecha. Por

6. lo tanto, H es positivo y el proceso es endotérmico. La reacción necesita calor
para producirse.
H = Ea - Ef = +
En resumen, una reacción química que es exotérmica de izquierda a derecha,
es endotérmica de derecha a izquierda.
Velocidad De Una Reacción Y Factores Que La Modifican
Se ha encontrado que la velocidad de una reacción depende de los siguientes
factores: la naturaleza de los reactivos, el estado físico de los reactivos, su
concentración, temperatura y los catalizadores.
La Naturaleza De Los Reactivos
En una reacción química, como se ha dicho, hay reorganización de las
estructuras electrónicas de valencia de los átomos, ruptura de unos enlaces y
formación de otros. Con estos procesos, van asociados estados energéticos
propios de cada sustancia. Es claro que la velocidad de una reacción depende
de las características propias de los reactivos. Así, por ejemplo, el sodio y el
calcio, que son dos metales, reaccionan en forma diferente con el agua.
La reacción del sodio con el agua es violenta, mientras que el calcio con el
agua reacciona lentamente y es un proceso que requiere calor.
El Estado Físico De Los Reactivos
Otros aspecto importante que influye en la velocidad de una reacción es el estado
fisico de las sustancias. Un recipiente abierto lleno de gasolina arde fácilmente,

7. pero el mismo recipiente cerrado, lleno con vapor de gasolina, puede producir
explosión.
El tamaño y, por tanto, la superficie de las partículas de los reactivos también es
importante. Una cinta de magnesio reacciona más lentamente con HCl que la
misma cantidad de Mg pulverizado, ya que, en el Mg en polvo, la superficie de
contacto entre los dos reactivos es mayor.
La Concentración De Los Reactivos
Fueron los químicos noruegos Cato M. Gulberg y Peter Waage quienes esta-
blecieron la ley de acción de masas. De acuerdo con ella, la velocidad de una
reacción aumenta proporcionalmente con la concentración de los reactivos, en
moles por litro.
La velocidad de las reacciones crece al aumentar las concentraciones de los
reactivos, ya que un alto número de moléculas, en volumen dado, significa un
mayor número de choques efectivos de las partículas reaccionantes y, por
consiguiente, una reacción más rápida.
La Temperatura
En casi todos los casos, al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad de
una reacción. Sin embargo, la cantidad exacta en que aumenta la velocidad varía
con cada reacción y con la naturaleza de los reactivos.
Al aumentar la temperatura en un conjunto de partículas, átomos o moléculas,
aumenta la energía cinética promedio y, con ella, la energía de las moléculas
que chocan. Así, el número de moléculas que chocan con la energía suficiente
para vencer la barrera de la energía potencial, en un momento dado, es mayor y,
por tanto, la velocidad aumenta.
En química se acepta que por cada 10 °C de aumento de temperatura la
velocidad de la reacción se duplica o se triplica.
El efecto de la temperatura sobre las reacciones químicas es válido sean éstas
exotérmicas o endotérmicas.

8. Catalizadores
La velocidad de una reacción también se puede modificar mediante el uso de
catalizadores.
Un catalizador es una sustancia que afecta la velocidad de una reacción sin
consumirse durante el proceso. Al final de éste, el catalizador se puede
recuperar sin ningún cambio, pues no altera para nada la estequiometría de la
reacción.
Existen catalizadores que disminuyen la velocidad de reacción y proporcionan un
camino más largo de reactivos a productos. Estas sustancias se llaman
inhibidores.
Los seres vivos contienen, en su organismo, miles de catalizadores llamados
enzimas, las cuales acentúan sus reacciones que serían demasiado lentas a la
temperatura normal del organismo.
EJERCITACION DE CONCEPTOS
ACTIVIDAD 1
1. ¿qué es una reacción química?
2. ¿Cómo se indica que una reacción es reversible?
3. ¿Qué se entiende por cinética química?
4. ¿Cómo puede describirse la velocidad de una reacción?
5. Interprete la ecuación H = Ea - Ef
6. ¿Cuándo es positivo H ¿cuándo es negativo? ¿Qué significa en cada
caso?
7. ¿Qué factores determinan la velocidad de una reacción?
8. ¿Cómo influye la concentración de los reractivos en la velocidad de una
reacción?
9. Indica la entalpia de las siguientes ecuaciones diciendo cuál absorbe
energía y en cual hay liberación de enrgía:
a. H2 + I2 2HI + 6.28 Kcal / mol de HI
b. Na2 + Cl2 2NaCl - 98.06 Kcal / mol de NaCl

9. CONSTANTE DE EQUILIBRIO. EQUILIBRIO EN FASE GASEOSA.
La mayoría de las reacciones químicas no se producen en su totalidad (no todos lo
reactivos se transforman en productos). Parte de los productos reaccionan a su
vez para dar lugar de nuevo a los reactivos iniciales. En estos casos decimos que
se trata de un proceso reversible.
A+ B  C+ D
Reactivos  Productos
Variación de las concentraciones de reactivos y productos con el tiempo:
Las concentraciones de los reactivos [A] y [B] descienden hasta un momento a
partil del cual se hacen constantes. Las concentraciones de los productos de la
reacción aumentan hasta un momento a partir del cual se hacen constantes.
Después de un cierto tiempo, a una determinada temperatura un sistema químico
homogéneo (gaseoso, o en disolución), reversible y en un solo paso, alcanza el
equilibrio.

10. El equilibrio químico se caracteriza porque las velocidades de formación de los
productos y de los reactivos se igualan. (Las dos reacciones, directa e inversa, se
están dando a igual velocidad)
Para la ecuación química general
a A + b B  c C + d D (1)
Vd = velocidad de formación de los productos = kd [A]a . [B]b
Vi = velocidad de formación de los reactivos = ki [C]c . [D]d
kd y ki son las constantes específicas de velocidad.
En el equilibrio Vd = Vi  kd [A]a . [B]b = ki [C]c . [D]d
kd [C]c . [D]d
Kc = ----- = --------------- (2)
ki [A]a . [B]b
La ecuación (2) se conoce como la Ley de Acción de Masas.
Kc es la constante molar de equilibrio. Kc es una magnitud adimensional. Para ello
las concentraciones vienen expresadas como concentraciones Molares (es decir:
moles/litro).
Para un sistema químico reversible, en estado gaseoso, las concentraciones
molares se pueden expresar en función de las presiones parciales a través de la
ley de los gases ideales: P . V = n . R . T => n/V = P / (R .T)
En el equilibrio, las concentraciones se pueden expresar como:
[A] = [nA / V] = PA / (R .T), donde nA es el número de moles del gas A y PA es la
presión parcial de A en el sistema expresada en atmósferas.
kd [C]c . [D]d ( PC / RT)c . ( PD / RT)d
Kc = ----- = --------------- = ---------------------------------- =
ki [A]a . [B]b ( PA / RT)a . ( PB / RT)b
( PC )c . ( PD )d
Kc = -------------------- . (R .T )- (c+d)+ (a+b) = Kp . (R.T)-n
( PA )a . ( PB )b

11. n = incremento de moles = moles finales – moles iniciales = (c+d) -(a+b)
Kp es la constante de equilibrio gaseoso, en presiones parciales, éstas vienen
expresadas en atmósferas. También Kp es una cantidad adimensional.
El valor numérico de Kc indica hacia donde está desplazada la reacción
la reacción está desplazada
hacia los productos
Si Kc >> 1 [reactivos] << [productos] (hacia la derecha, R  P)
La reacción está
desplazada hacia los
Si Kc << 1 [reactivos] >> [productos] reactivos
(hacia la izquierda, R  P )
Cociente de Reacción, Q
Para la ecuación química general (1) se define el cociente de reacción Q (3) según
la misma expresión matemática (2) de Kc, descrita anteriormente, sin embargo, las
concentraciones de reactivos y productos son las que hay en un momento dado de
la reacción, no tienen por qué ser las del equilibrio.
a A + b B  c C + d D (1)
[C]c . [D]d
Q = --------------- (3)
[A]a . [B]b
La ecuación (3) se conoce como Cociente de la Reacción, Q.
Q es una magnitud adimensional. Para ello las concentraciones vienen
expresadas como concentraciones Molares (es decir: moles/litro).

12. Q informa de la tendencia que seguirá la reacción en la búsqueda del equilibrio.
(para las concentraciones en un momento dado, se calcula Q y se compara con
Kc, el sistema evolucionará en el sentido en que Q se acerque más a Kc)
Si Q < Kc Q tenderá a aumentar su Aumentarán los productos y disminuirán
valor numérico los reactivos, la reacción se desplazará
hacia los productos. (R  P)
Si Q > Kc Q tenderá a disminuir su Disminuirán los productos y aumentarán
valor numérico los reactivos, la reacción se desplazará
hacia los reactivos. (R  P)
Si Q = Kc El sistema está en equilibrio
Por ejemplo: A 450 ºC y a una presión de 50 atm. La reacción de formación del
amoniaco tiene una constante de equilibrio Kc = 0,184, y Kp= 5,23 . 10 -5. Si se
ponen en un recipiente 1mol de N2, 1mol de H2 y 1 mol de NH3. ¿hacia donde se
desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio?
La ecuación química de formación del amoniaco ajuntada es: N 2 + 3H2 = 2
NH3
Número total de moles iniciales, nt= 3
Calculamos el cociente de reacción Q siguiendo la expresión de Kp, pero
poniendo las presiones parciales iniciales de la mezcla gaseosa.
(PNH3 )2
Q = --------------------
PN2 . (PH2)3

13. PNH3 = PN2 = PH2 ; PNH3 = XNH3 . Pt = (1/3) . 50 atm. = 16,66 atm.
Q = (16,66 )-2 = 3,6 . 10-3 ; Q > Kp => Q debe disminuir para alcanzar el
equilibrio
Para que Q disminuya debe disminuir la presión parcial de NH 3 y aumentar las
presiones parciales de N2 y H2.
Es decir, el sistema evoluciona hacia el equilibrio produciéndose la
descomposición de una parte del amoniaco, la reacción debe desplazarse hacia la
izquierda (R  P)
PRINCIPIO DE LE CHATELIER. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO.
Toda reacción o sistema reversible tiende a alcanzar un equilibrio y permanece en
el equilibrio hasta que éste sea perturbado.
El principio de Le Chatelier dice que: “Cuando se efectúa un cambio en un
sistema en equilibrio, el sistema responde de manera que tiende a reducir dicho
cambio, y a alcanzar un nuevo estado de equilibrio.”
El principio de Le Chatelier permite predecir el sentido en que se desplazará un
equilibrio químico o físico, como consecuencia de los cambios de concentración,
presión y temperatura que condicionan el equilibrio.

14. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO
Efecto de cambios en la concentración
1.Si añadimos Se consumen reactivos La reacción se desplaza hacia la
reactivos Se forman productos derecha (R P)
2.Si añadimos Se consumen productos La reacción se desplaza hacia la
productos Se forman reactivos izquierda
(R  P)
3. Si retiramos Se forman más reactivos La reacción se desplaza hacia la
reactivos izquierda
(R  P)
4. Si retiramos Se forman más productos La reacción se desplaza hacia la
productos derecha (R P)
Efecto del cambio de presión
1.Si hay diferente a. Aumento de la presión Desplazamiento hacia el lado de
número de moles a por compresión la ecuación donde haya menor
ambos lados de la (disminución del volumen) número de moles
ecuación química
b. Disminución de la Desplazamiento hacia el lado de
presión por expansión la ecuación donde haya mayor
(aumento del volumen) número de moles
2- Si hay igual aumento o disminución de El equilibrio no se ve modificado.
número de moles a la presión por compresión
ambos lados de la o expansión.
ecuación química

15. 3.Por la introducción aumenta la presión total, el El equilibrio no se ve modificado
de un gas inerte volumen permanece
(V= cte) constante. No afecta a las
presiones parciales de
cada gas.
Efecto del cambio de volumen
Relacionado con el efecto del cambio de presión. (V es inversamente proporcional a
P)
Efecto del cambio de temperatura
La constante de equilibrio Kc es función de la temperatura absoluta. Kc = f (T) tanto
en el caso de reacciones endotérmicas como exotérmicas. En realidad Kc se ha
definido como el cociente entre las dos constantes específicas de velocidad (ki / kd)
correspondientes a las reacciones directa e inversa, ambas constantes aumentan al
hecerlo la temperatura , pero no en igual proporción. Un incremento de la temperatura
favorece más la dirección de la reacción (bien directa, o bien inversa) que es
endotérmica.
Experimentalmente se observa:
1. Reacciones Un incremento de la La reacción se desplaza hacia la
endotérmicas temperatura aumenta Kc formación de productos (R P)
H > 0
2. Reacciones Un incremento de la La reacción se desplaza hacia la
exotérmicas temperatura disminuye formación de los reactivos ( R P)
H < 0 Kc
3. si H = 0 Kc no es función de la T La temperatura no afecta al equilibrio

16. Efecto de los catalizadores
Los catalizadores no afectan al equilibrio. Las concentraciones de las especies
químicas cuando se alcanza el equilibrio son las mismas con catalizador que sin
catalizador.
Lo único que se ve afectado es el tiempo necesario para alcanzarlo.
Equilibrio Heterogéneo
Hasta ahora nos hemos referido a sistemas homogéneos (todos los componentes
del sistema, reactivos y productos, se encuentran en igual fase (usualmente en
disolución líquida o gaseosa), pero algunos sistemas se caracterizan por la
intervención de sustancias químicas en diferente estado físico, gas, líquido, y
sólido.
El equilibrio heterogéneo tiene lugar cuando las sustancias que intervienen se
encuentran en más de una fase.
p. e : 2 HgO (s)  2 Hg (l) + O2 (g)
Al escribir las constantes de equilibrio Molar, Kc, y de presiones parciales, Kp,
hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos, y de los líquidos
puros, son constantes y se incluyen en la expresión de la propia constante. La
presiones parciales de sólidos y líquidos se consideran constantes y muy
pequeñas, y también se consideran incluidas en la propia constante de equilibrio.
Kc = [O2] . [Hg]2 / [Hg O]2 => Kc = [O2] ( constante a una temperatura
dada)
Kp = PO2 . PHg2 / PHgO => Kp = PO2 constante
Las constantes Kc y Kp sólo dependen de la temperatura, por tanto la
concentración o la presión parcial del O2 a cada temperatura es constante.

17. Sistema heterogénero y expresión de la constante de equilibrio
Si el sistema tiene fases
sólida, líquida y gaseosa
En la expresión de la Kc sólo intervienen las
concentración de los gases
Sólida y gaseosa
En la expresión de Kp sólo intervienen las
presiones parciales de los gases.
Líquida y gaseosa
Sólida y líquida En la expresión de la Kc sólo intervienen las
concentraciones de las especies en disolución
p.e. Equilibrios de solubilidad – precipitación: Ag Cl (s)  Ag+ (ac) + Cl- (ac)
La constante de equilibrio es Kps = [Ag+ ] . [Cl- ]
Kps , es la Constante de equilibrio del producto de solubilidad. La concentración del
sólido se considera constante y está incluida en la propia Kps.

18. EJERCITACION DE CONCEPTOS
ACTIVIDAD 2
1. ¿Cuándo se dice que una reacción química ha llegado al punto de equilibrio?
2. Explique por que el equilibrio químico es un equilibrio dinamico.
3. Para la siguiente ecuación, escriba una expresión de su constante de
equilibrio: NO2(g) N2O4(g)
Solucion:
Se da una ecuación química sin balancear y se pide una expresión de K. Antes de
escribir la expresión, debe balancearse la ecuación:
2NO2 N2O 4 K = [N2O4 ]
. [NO2 ] 2
Para cada uno de los siguientes casos, escriba la expresión de K:
a. H2(g)+ I2(g) HI(g)
b. NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)
c. H2(g) + N2(g) 2NH3(g)
d. CO2(g) + H2(g) CO(s) + H2O(g)
4. El valor para la constante de equilibrio de la reacción:
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
es 1.5 x 10-1 M. Determine cuáles el valor de la constante de equilibrio para la
reacción 2SO3 (g) 2SO2(g) + O2(g)
Solución:
El planteamiento da, para la primera ecuación, el valor de la constante de
equilibrio y pide calcular el de la constante para la segunda reacción.
Observando con detalle la segunda ecuación, se ve que es la opuesta a la
primera. Por tanto, se trata de calcular K;, que es el inverso de K. Luego,
Ki = K –1 = 1 = 1 = 0.66
K 1.5 x 10-1

19. a. El metanol se descompone de acuerdo con la siguiente reacción:
CH3OH CO + 2H2. Si su constante de equilibro es 7.37 x 10 -9 a 100 °C,
Determine cuál es el valor de la constante para la reacción opuesta, K i
b. Calcule el valor de la constante para la reacción de descomposición de HI a
partir de las siguientes concentraciones en una mezcla en equilibrio:
[HI]= 0.54 mol / L; [H2] = 1.72 mol / L; y [I2] = 1.72 mol / L
2HI(g) H2(g) + I2(g)
c. En un proceso de obtención de NH3 a 500 ° C en equilibrio, se encontraron las
siguientes concentraciones:
[NH3] = 0.226; [H2] = 0.840 y [N2] = 1.204.
Si la ecuación es: N2(g) + H2(g) 2NH3(g)
¿cuál es el valor de K para el proceso?
5. S i g n i f i c a d o d e l a c o n s t a n t e d e e q u i l i b r i o :
En realidad, la constante de equilibrio es un cociente y, por tanto, su valor se
interpreta como tal. Obsérvese que, para todos los efectos, el numerador de la
constante hace relación a los productos y, el denominador, a los reactivos, como
se mencionó antes.
La magnitud del valor de la constante es una medida de la posición del equilibrio.
Una constante grande significa que el numerador es muy grande, o sea, que la
reacción ha sido prácticamente completa. Casi todos los reactivos han pasado a
ser productos. Hacia la derecha, la reacción es prácticamente completa.
Un valor pequeño de una constante significa que el denominador es muy grande
o que la reacción ha alcanzado el equilibrio cuando pocos reactivos se han
consumido. Hay muchos reactivos y pocos productos: la reacción hacia la
izquierda es casi completa.

20. Cuando el valor de la constante no es ni muy grande ni muy pequeño, el
equilibrio se ha alcanzado cuando hay una mezcla en la cual las cantidades de
productos y reactivos son apreciables.
En general, se acepta que una reacción está prácticamente desplazada hacia los
productos cuando el valor de K es mayor que 10 2. Cuando el valor de K es
menor que 102, se considera que la ecuación está desplazada hacia los
reactivos. Valores entre 10 -2 y 102 para K significan que existe una mezcla de
reactivos y productos en concentraciones significativamente altas.
Ejemplo: Para la reacción 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g) de descomposición
del NOCI gaseoso, la constante de equilibrio, K, es 4.4 x 10 -4. Analice qué tan
completa es la descomposición del gas a 500 ° C.
Como el enunciado da los valores de la constante y la ecuación, el análisis se
facilita escribiendo la expresión de la constante y su valor:
K = [NO]2 [Cl2] = 4.4 x 10-4 moles/L
[NOCl]2
4.4 x 10-4 es un valor mucho menor que 1. Es muy pequeño y, por tanto, en el
equilibrio las concentraciones de NO y Cl 2 son muy pequeñas y la concentración
de NOCl es muy grande. Es decir, a 500 ° C la descomposición del NOCl 3 es
poca.
a. El valor de la constante de equilibrio K, para la síntesis del amoniaco, según la
reacción 3H2 + N2 2NH3 es 4.0 x 108.
Analice qué tan completa está la síntesis del producto a esa temperatura.
b. El valor de la constante de equilibrio para la reacción:
3H2 + N2 2NH3 a 350 ° C es 0.9.
Analice qué tan completa es la síntesis del amoníaco a esta temperatura.

21. 6.Para cada una de las siguientes reacciones, a partir del valor de la constante,
analice qué tan completa es cada una de ellas:
a. 2NO(g) N2(g) + O2 (g) K = 2.2 x 10 30 a 25 ° C
b. 2H2O(g) 2H2(g) + O 2(g) K = 1.35 x 10 -11 a 1,430 ° C
c. CO(g) + H2O2(g) CO2(g) + H2(g) K = 0.628 a 986° C
7. Para cada uno de los siguientes casos, escriba una expresión de la constante
de equilibrio:
a. C(s) + O 2(g) CO 2(g)
b. PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
c. CO(g) + Cl2(g) COCl2(g)
d.H2SO3 (l) SO2(g) + H2O(l)
8. La constante de equilibrio a temperatura ambiente para la conversión del N2O4
es 4.7 x 10-3. Calcule el valor de la constante para el equilibrio opuesto.
N2O4(g) 2NO2(g)
9. La constante de equilibrio K, para la disolución del HBr a 1,070 Kelvin es 7.0 x
10-7. ¿Cuál es el valor de la constante K para el equilibrio opuesto?
2HBr(g) H2(g) + Br2(g)
10. En un proceso de obtención del PCl3, se hacen reaccionar 2 moles de PCl3 y 4
moles de Cl2, en un recipiente de 6 L. ¿Cuál es el valor de K, si en el equilibrio
sólo permanecen 1.4 moles de PCl3?
PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)
11. Calcule el valor de la constante de equilibrio K para la reacción
N2(g) + 2O2(g) 2NO2(9)
si en el equilibrio, a una temperatura dada hay 2.5 de N 2, 3.5 moles de O2 y
0.05 moles de NO2, en un recipiente de 0.75 L.
12. Calcule la constante de equilibro K y las concentraciones de SO 2 y O2 en el
equilibrio, en un proceso de obtención de SO 3. Si la reacción se inició con una

22. concentración de 4.0 x 10-3 moles / L de SO2 y 2.8 x 10-3 moles / L de O2 y en
el equilibrio la concentración de SO3 es de 2.0 x 10-3 moles /L.
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
13. A partir de los valores de K, analice cada uno de los siguientes equilibrios y
diga qué tan completos han sido los procesos:
a. NH4HS(g) NH3(g) + H2S(g) a 294 K, si Kelvin = 2.2 x 10-4
b. COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) a 294 K, si Kelvin = 1.2 x 10-10
c. 2NO2(g) N2O4(g) a cierta temperatura, si K = 0.33
d. A + B C+D a 20°C si K = 1.3x10 3
e. H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) a 1,023 Kelvin, si K = 0.771
1. Analice la siguiente información, y conteste las preguntas que se formulan a
continuación
a. Construya una frase con el término de la casilla 4 acerca de cómo
afecta este valor a un sistema equilibrio.
b. Escriba la ecuación química para la cual K es igual a la expresión
de la casilla 5.
c. ¿Cuál de los valores de K escritos en las casillas 1, 2, 3
representan una reacción completa?
d. Escriba una frase con el término de la casilla 7 como factor que
afecta al equilibrio.