quimica para estudiantes

1. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 1
UNIDAD 1
EQUILIBRIO QUIMICO
El EQUILIBRIO es un estado en el que no se observan cambios en la concentración de
las sustancias (Reactivos y Productos) conforme transcurre el tiempo en una reacción
química.
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de los
productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurre el
tiempo hay menor cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo
moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre si y dar lugar nuevamente a
reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, ya que cada vez hay más.
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la
velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactivos. Es decir,
se llega a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas
las sustancias permanecen constantes en función del tiempo, esto se conoce como
EQUILIBRIO QUIMICO.
Es necesario indicar que en el EQUILIBRIO QUÍMICO, participan distintas sustancias
como reactivos y productos; en cambio el equilibrio entre dos fases de la misma
sustancia se denomina EQUILIBRIO FISICO, ya que los cambios que suceden son
procesos físicos:
H2O(l) ⇆ H2O(g) Equilibrio Físico
N2O4(g) ⇆ 2NO2(g) Equilibrio Químico
(Incoloro) (Café oscuro)
A continuación se muestra un proceso hasta que se alcanza el equilibrio químico
correspondiente, N2O4(g) ⇆ 2NO2(g):

2. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 2
En él se observan cambios de concentración tanto de reactivos como de los productos
en función del tiempo, gráficamente se pueden tener las siguientes alternativas:
1. CONCEPTO DE EQUILIBRIO Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
Pocas reacciones se realizan en una sola dirección, la mayoría son reversibles al menos
en un cierto porcentaje. Al inicio de un proceso reversible, la reacción lleva a la
formación de los productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de
producto, comienza el proceso inverso, estas moléculas reaccionan y forman
moléculas de reactivos. El EQUILIBRIO QUÍMICO se alcanza cuando las velocidades de
las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos
y productos permanecen constantes en función del tiempo.
La CINÉTICA QUÍMICA es la parte de la Química que se encarga de la cuantificación de
la velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la desaparición de
reactivos para convertirse en productos; así como de los mecanismos de las mismas.
A continuación, se muestran algunos datos experimentales para el sistema NO2 – N2O4
a 25°C. Las concentraciones de los gases se expresan en moles/L y se pueden calcular a
partir del número de moles de gases presentes al inicio, del número de moles en el
equilibrio y del volumen del reactor (Litros). Se puede observar que las
concentraciones de equilibrio de NO2 y N2O4 varían dependiendo de las
concentraciones iniciales. Podemos determinar las relaciones entre [NO2] y [N2O4] en
equilibrio al comparar la proporción de sus concentraciones, la más simple, es decir,
[NO2]/[N2O4], genera valores dispersos; pero si mostramos otras posibles relaciones
matemáticas, observamos que la proporción [NO2]2
/[N2O4] en equilibrio genera un
valor casi constante:

3. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 3
CONCENTRACIONES
INICIALES
CONCENTRACIONES
EN EQUILIBRIO
RELACION DE LAS
CONCENTRACIONES DE
EQUILIBRIO
[NO2] [N2O4] [NO2] [N2O4] [NO2]/[N2O4] [NO2]2
/[N2O4]
0,000 0,670 0,0547 0,643 0,0851 4,65x10–3
0,050 0,446 0,0457 0,448 0,1020 4,66x10–3
0,030 0,500 0,0475 0,491 0,0967 4,60x10–3
0,040 0,600 0,0523 0,594 0,0880 4,60x10–3
0,200 0,000 0,0204 0,0898 0,2270 4,63x10–3
2. CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
Sea la reacción reversible:
aA + bB ⇆ cC + dD
De acuerdo a la Cinética Química, las velocidades de reacción son:
Vd = K![A]"[B]#
Vi = K$[C]%
[D]&
Si la reacción se encuentra en equilibrio, se igualan las velocidades pero no son nulas;
entonces:
Vd = Vi → K![A]"
[B]#
= K$[C]%
[D]&
→
K!
K$
=
[C]%
[D]&
[A]"[B]#
El cociente, K! K$
⁄ es constante a una determinada temperatura y se conoce como
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Kc):
Kc =
[C]%
[D]&
[A]"[B]#
La expresión anterior es conocida como LEY DE ACCION DE MASAS, que establece que:
“PARA UNA REACCIÓN REVERSIBLE EN EQUILIBRIO Y A UNA DETERMINADA
TEMPERATURA, LA RELACIÓN DE LAS CONCENTRACIONES DE LOS PRODUCTOS Y
REACTIVOS ELEVADAS A SUS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS, TIENE UN VALOR
CONSTANTE, CONOCIDA COMO LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Kc)”.
El valor de Kc nos proporciona información importante acerca de la composición de
una mezcla en equilibrio, es decir nos informa sobre la proporción que hay entre
reactivos y productos en el equilibrio químico, así:

4. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 4
Kc >> 1: El equilibrio se desplaza hacia la formación de los productos (→)
Kc << 1: El equilibrio se desplaza hacia los reactivos (←)
Kc = 1: El equilibrio no está desplazado en ningún sentido (⇆)
Kc → ∞: En el equilibrio solo existen los productos
FORMAS DE EXPRESAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
a) EQUILIBRIOS HOMOGENEOS:
Se aplica a las reacciones en las que todas las sustancias se encuentran en un mismo
estado físico. Sea la siguiente reacción, donde todas las sustancias son gaseosas:
aA + bB ⇄ cC + dD Kc =
[C]%
[D]&
[A]"[B]#
A TEMPERATURA CONSTANTE, la presión de un gas es directamente proporcional a la
concentración molar (M) del gas:
PV = nRT → P =
n
V
RT → P = MRT
Como el producto RT es constante, entonces:
P = MRT → P = kM
Por tanto:
Kp =
(pC)%
(pD)&
(pA)"(pB)#
Si la TEMPERATURA NO ES CONSTANTE:
P = MRT → M =
P
RT
Entonces:
Kc =
>
pC
RT?
%
>
pD
RT?
&
>
pA
RT?
"
>
pB
RT?
#
=
(pC)%
(pD]&
(pA)"(pB)#
∙ A
1
RT
C
(%(&)*("(#)
Kc = Kp ∙ A
1
RT
C
,-
→ Kc = Kp ∙ (RT) *,-
→ Kc = Kp ∙ (RT) ,-

5. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 5
Donde ∆n es la variación en el número de moles de productos y reactivos en estado
gaseoso:
∆n = Σn(Productos) − Σn(Reactivos)
b) EQUILIBRIOS HETEROGENEOS:
Se aplica en reacciones reversibles en las que intervienen reactivos y productos en
distintos estados. Por ejemplo:
CaCO3(s) ⇆ CaO(s) + CO2(g)
Determinamos la constante de equilibrio para la reacción anterior:
Kc.
=
[CaO][CO$]
[CaCO/]
→
[CaCO/] ∙ Kc.
[CaO]
= [CO$] → Kc = [CO$]
Kc = [CO$] → Kp = p(CO$)
c) EQUILIBRIOS MULTIPLES:
Existen algunos sistemas en los que algunas especies que son productos de un
equilibrio, participan como reactantes en un segundo proceso en equilibrio. Estos
sistemas más complejos deben ser tratados como Equilibrios Múltiples, así:
A + B ⇄ C + D Kc! =
[C][D]
[A][B]
C + D ⇄ E + F Kc$ =
[E][F]
[C][D]
Sumando las reacciones anteriores, tenemos: A + B ⇆ E + F; y la constante de equilibrio
se obtiene multiplicando las constantes Kc1 y Kc2:
Kc! ∙ Kc$ =
[C][D]
[A][B]
∙
[E][F]
[C][D]
=
[E][F]
[A][B]
= Kc → Kc = Kc! ∙ Kc$
Entonces: “SI UNA REACCIÓN SE PUEDE EXPRESAR COMO LA SUMA DE DOS O MÁS
REACCIONES, LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA LA REACCIÓN GLOBAL ESTA DADA
POR EL PRODUCTO DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES
INDIVIDUALES”.

6. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 6
La ionización de los ácidos dipróticos y polipróticos en solución acuosa es uno de los
numerosos ejemplos conocidos de equilibrios múltiples. Por ejemplo:
En la disociación del ácido carbónico (H2CO3) a 25°C se han determinado las siguientes
constantes de equilibrio:
Reacción 1: H2CO3(ac) ⇆ H+
(ac) + HCO3
–
(ac)
Kc! =
[H(][HCO/
*
]
[H$CO/]
= 4,2x10*0
Reacción 2: HCO3
–
(ac) ⇆ H+
(ac) + CO3
–2
(ac)
Kc$ =
[H(][CO/
*$
]
[HCO/
*
]
= 4,8x10*!!
La reacción global es la suma de estas dos reacciones:
H2CO3(ac) ⇆ 2H+
(ac) + CO3
–2
(ac)
y la correspondiente constante de equilibrio está dada por:
Kc = Kc! ∙ Kc$ =
[H(][HCO/
*
]
[H$CO/]
∙
[H(][CO/
*$
]
[HCO/
*
]
=
[H(]$
[CO/
*$
]
[H$CO/]
Por tanto al emplear la ecuación para equilibrios múltiples, la constante de equilibrio
resulta ser el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales:
Kc = Kc! ∙ Kc$ = (4,2x10*0)(4,8x10*!!) = 2,0x10*!0
RELACION ENTRE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Kp) Y LA TEMPERATURA:
Esta relación se establece tomando en cuenta las siguientes ecuaciones:
ΔG = ΔH − TΔS
ΔG = −RTLn(Kp)
Donde:
∆G: VARIACIÓN EN LA ENERGÍA LIBRE DE GIBBS, esta propiedad da la condición de
equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura
constantes).
ΔG reacción = ΣnΔG1
2
(Productos) − ΣnΔG1
2
(Reactivos)

7. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 7
Tomando en cuenta la variación de ∆G, podemos establecer que:
∆G = 0: El sistema se encuentra en equilibrio
∆G < 0: La reacción química es espontánea
∆G > 0: El proceso no es espontáneo
∆S: VARIACIÓN EN LA ENTROPÍA, es una magnitud física que mediante cálculo,
permite determinar la parte de la energía que no puede utilizarse para
producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en
un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural.
La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos.
ΔS reacción = ΣnΔS1
2
(Productos) − ΣnΔS1
2
(Reactivos)
∆H: VARIACIÓN EN LA ENTALPÍA, cuya variación expresa una medida de la cantidad
de energía absorbida o cedida por un sistema, es decir, la cantidad de energía que un
sistema intercambia con su entorno.
ΔH reacción = ΣnΔH1
2
(Productos) − ΣnΔH1
2
(Reactivos)
Igualando las ecuaciones que definen ∆G, tenemos:
Ln(Kp) =
1
R
AΔS −
ΔH
T
C
Operando la ecuación anterior a dos temperaturas distintas, tenemos:
T! → Ln(Kp!) =
1
R
AΔS −
ΔH
T!
C
T$ → Ln(Kp$) =
1
R
AΔS −
ΔH
T$
C
Restando las expresiones anteriores, obtenemos la ECUACIÓN DE VAN'T HOFF:
Ln
Kp!
Kp$
=
∆H
R
A
1
T$
−
1
T!
C
Esta ecuación se cumple cuando ∆H es constante para el intervalo de temperatura
considerado.

8. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 8
3. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Y LA ECUACION DE EQUILIBRIO:
A continuación, se muestran dos reglas importantes para escribir las constantes de
equilibrio:
1. Cuando la ecuación de una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la
constante de equilibrio es el inverso de la constante de equilibrio original; por
ejemplo:
N$O3(g) ⇄ 2NO$(g) Kc =
[NO$]$
[N$O3]
2NO$(g) ⇄ N$O3(g) Kc.
=
[NO$]$
[N$O3]
=
1
Kc
Entonces:
Kc =
1
Kc.
⟶ Kc ∙ Kc.
= 1
2. El valor de Kc también depende de cómo este balanceada la ecuación de equilibrio;
por ejemplo:
N$O3(g) ⇄ 2NO$(g) Kc =
[NO$]$
[N$O3]
!
$
N$O3(g) ⇄ NO$(g) Kc.
=
[NO$]
[N$O3]
!
"
Entonces:
Kc.
= √Kc
CARACTERISTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO:
1. El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades macroscópicas
(concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.) no varían con el
tiempo.
2. El estado de equilibrio no intercambia materia con el entorno. Si la descomposición
del carbonato cálcico: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g), la hiciéramos en un reactor
abierto, nunca se alcanzaría el equilibrio, pues el CO2(g) se escaparía.

9. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 9
3. El equilibrio es un estado dinámico en el que se producen continuas
transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad, y por eso no varían sus
propiedades macroscópicas.
4. La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio. Por ejemplo,
a 450°C la constante de equilibrio para la formación del HI es 57, sea cual fuere la
concentración de las especies reaccionantes, y a 425°C vale 54,5.
5. La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera
que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también
el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
REGLAS PARA ESCRIBIR EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO:
1. Las concentraciones de las sustancias reactivas se expresan en mol/L; en fase
gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en moles/L o en atm. Kc se
relaciona con Kp mediante una ecuación simple.
2. Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios
heterogéneos) y la de los solventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen en
las expresiones de la constante de equilibrio.
3. La constante de equilibrio (Kc o Kp) es una cantidad adimensional.
4. Al señalar un valor para la constante de equilibrio, necesitamos especificar la
reacción balanceada y la temperatura.
5. 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.
4. APLICACIONES DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
CALCULO DE LAS CONCENTRACIONES DE EQUILIBRIO:
Un procedimiento para resolver problemas de constantes y concentraciones de
equilibrio se puede resumir de la siguiente manera:
1) Expresar las concentraciones de equilibrio de todas las sustancias en términos de
las concentraciones iniciales y una sola variable X que representa el cambio de
concentración.
2) Escribir la expresión de la constante de equilibrio en términos de las
concentraciones de equilibrio. Si se conoce el valor de la constante de equilibrio,
despejar y obtener el valor de X.

10. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 10
3) Una vez conocido el valor de X, calcular las concentraciones de equilibrio de todas
las sustancias.
PREDICCION DEL SENTIDO DE UNA REACCION:
La expresión de la Ley de Acción de Masas para una reacción que no haya conseguido
alcanzar el equilibrio es:
aA + bB ⇄ cC + dD Qc =
[C]2
%
[D]2
&
[A]2
"
[B]2
#
Donde: Qc: Cociente de reacción
[ ]o: Concentraciones Molares Iniciales (No las de equilibrio)
Si alcanza el equilibrio, se define:
aA + bB ⇄ cC + dD Kc =
[C]%
[D]&
[A]"[B]#
Para establecer el sentido de la reacción, se comparan los valores de Qc y Kc:
Qc < Kc: La reacción se desplaza hacia la derecha, es decir, hacia la
formación de productos.
Qc = Kc: El sistema se encuentra en equilibrio.
Qc > Kc: La reacción se desplaza hacia la izquierda, es decir, hacia la
formación de reactivos.
El sentido de una reacción reversible para alcanzar el equilibrio depende de las
magnitudes relativas de Qc y Kc. En el gráfico se observa que Kc es una constante a una
temperatura determinada, pero Qc varía de acuerdo con las cantidades relativas
iniciales de reactivos y productos presentes.

11. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 11
GRADO DE DISOCIACIÓN (α):
El GRADO DE DISOCIACIÓN (α), se define como la fracción de sustancia que ha
reaccionado en un equilibrio químico.
α =
Cantidad de Sustancia Disociada
Cantidad de Sustancia Inicial
Varía entre 0 y 1; 0 significa que no ha reaccionado nada y 1 que ha reaccionado toda
la sustancia. En este último caso se trata de una reacción irreversible y por tanto no es
un equilibrio.
Al multiplicar α por 100, se obtiene el PORCENTAJE DE DISOCIACIÓN. El Grado de
Disociación se aplica en los equilibrios donde una sustancia se descompone en otras
más simples, por ejemplo:
PCl5(g) ⇆ Cl2(g) + PCl3(g)
NH4HS(s) ⇆ NH3(g) + H2S(g)
NOBr(g) ⇆ NO(g) + ½Br2(g)
5. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUIMICO:
Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio de un proceso
químico, entre los que se destacan:
- Concentración
- Presión
- Volumen
- Temperatura

12. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 12
Esto significa que, si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la
temperatura o la concentración de uno o varios de los reactivos o productos, la
reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de
equilibrio. Esto se utiliza habitualmente para aumentar el rendimiento de un proceso
químico deseado o disminuirlo si es una reacción indeseable.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER:
Existe una regla que permite predecir en qué dirección se desplazará una reacción en
equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura,
esta regla es conocida como el PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER, y establece que:
“SI EN UN SISTEMA QUE SE ENCUENTRA EN EQUILIBRIO SE MODIFICA ALGUNO DE LOS
FACTORES QUE INFLUYEN EN EL MISMO (TEMPERATURA, PRESIÓN, VOLUMEN O
CONCENTRACIÓN), EL SISTEMA EVOLUCIONA DE FORMA QUE SE DESPLAZA EN EL
SENTIDO QUE TIENDE A CONTRARRESTAR EL EFECTO DE DICHA VARIACIÓN, HASTA
ALCANZAR UN NUEVO EQUILIBRIO”.
a) EFECTO POR CAMBIOS DE CONCENTRACION DE REACTIVOS O PRODUCTOS:
La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el
equilibrio no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante,
el valor de las concentraciones de las restantes especies en el equilibrio si se
modifica. Así:
N$(g) + 3H$(g) ⇄ 2NH/(g) Kc =
[NH/]$
[N$][H$]/
Una disminución de la cantidad de NH3, retirándolo a medida que se va
obteniendo, hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha y se produzca más
NH3, con el fin de que Kc siga permaneciendo constante.
A continuación se muestra el efecto del aumento de una cierta cantidad de H2 en el
equilibrio, N2(g) + 3H2(g) ⇆ 2NH3(g):

13. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 13
b) EFECTO POR CAMBIOS DE PRESION Y VOLUMEN:
Hay tres maneras de modificar la presión de una mezcla en equilibrio a
temperatura constante:
- AÑADIENDO O EXTRAYENDO UN REACTIVO O PRODUCTO GASEOSO:
El efecto de estas acciones sobre la situación de equilibrio es simplemente el
debido a la adición o eliminación de un componente de la reacción, como se
acaba de describir.
- AÑADIENDO UN GAS INERTE A LA MEZCLA DE REACCIÓN A VOLUMEN
CONSTANTE:
Esta acción tiene el efecto de aumentar la presión total, pero las presiones
parciales de las especies reaccionantes no se modifican. La adición de un gas
inerte a una mezcla en equilibrio a volumen constante, no tiene efecto sobre la
situación de equilibrio.
- MODIFICANDO LA PRESIÓN POR CAMBIO DEL VOLUMEN DEL SISTEMA:
La presión puede aumentarse disminuyendo el volumen del sistema o puede
disminuirse aumentando el volumen del sistema. Así el efecto de un cambio de
presión puede considerarse como el de un cambio de volumen.
La variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el
mismo intervienen especies en estado gaseoso o en solución acuosa (EQUILIBRIO
HOMOGENEO) y hay variación en el número de moles, ya que si ∆n=0, no influye la
variación de la presión o de volumen.

14. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 14
Si aumenta la Presión, el sistema se desplazará hacia donde exista menor número
de moles gaseosos (según la estequiometria de la reacción) para así contrarrestar
el efecto de la disminución del Volumen y viceversa.
PV = nRT → P =
n
V
RT
Si se trata de un sistema heterogéneo, el efecto de estas magnitudes sobre el
desplazamiento del equilibrio solo depende del números de moles (n) gaseosos o
disueltos que se produzcan.
c) EFECTOS POR CAMBIOS DE TEMPERATURA:
Es la única variable que además de influir en el equilibrio, modifica el valor de la
constante.
A continuación se muestra la variación de Kp en función de la temperatura:
N2(g) + 3H2(g) ⇆ 2NH3(g)
T(°K) Kp(1/atm)2
∆H(kJ/mol)
298
400
500
600
6,76x105
40,7
0,0355
0,00166
–92,4
–96,9
–101,3
–105,8
N2O4(g) ⇆ 2NO2(g)
T(°K) Kp(atm) ∆H(kJ/mol)
298
400
500
600
0,155
47,9
1,7x103
1,78x104
58,0
57,7
57,4
57,1
Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema sigue el
Principio de Le Châtelier, se opone a ese aumento de energía calorífica
desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, hacia el sentido que marca
la reacción endotérmica.
- Si la reacción directa es exotérmica, un aumento de la temperatura producirá
un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, es decir, en el sentido en el
que el sistema absorbe calor del exterior para contrarrestar el factor externo.
Por tanto, tendrá lugar una disminución de la constante de equilibrio.

15. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 15
- Si, por el contrario, la reacción directa es endotérmica y se aumenta la
temperatura del sistema, se producirá un desplazamiento del equilibrio hacia la
derecha dando lugar a un aumento de la constante de equilibrio.
Una disminución de la temperatura producirá efectos contrarios a los descritos.
Como conclusión podemos manifestar que: un aumento de la temperatura
favorece a la reacción endotérmica y una disminución de la temperatura favorece a
la reacción exotérmica.
d) EFECTO DE LA PRESENCIA DE CATALIZADORES:
Cuando se agrega un catalizador a una reacción, aumenta la velocidad de las
reacciones directa e inversa. La presencia de un catalizador no influye en el valor
de la constante de equilibrio de una reacción.
En definitiva, “UN CATALIZADOR AUMENTA LA VELOCIDAD CON LA QUE SE
ALCANZA EL EQUILIBRIO, PERO NO MODIFICA LA COMPOSICIÓN DE LA MEZCLA EN
EQUILIBRIO”.
PROBLEMAS PROPUESTOS:
1. Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio para Kc y Kp, si es el caso, en
cada uno de los siguientes procesos:
a) HI(g) ⇆ ½H2(g) +½I2(g)
b) 2POCl3(g) ⇆ 2PCl3(g) + O2(g)
c) CO(g) + Cl2(g) ⇆ COCl2(g)
d) 4NO(g) + O2(g) ⇆ 2N2O3(g)
e) HCOOH(ac) ⇆ H+
(ac) + HCOO–
(ac)
f) N2O(g) + 4H2(g) ⇆ 2NH3(g) + H2O(g)
g) N2(g) + O2(g) ⇆ 2NO(g)
h) Ti(s) + 2Cl2(g) ⇆ TiCl4(l)
i) 2C2H4(g) + 2H2O(g) ⇆ 2C2H6(g) + O2(g)
j) Co(s) + 2H+
(ac) ⇆ Co+2
(ac) + H2(g)
k) NH3(ac) + H2O(l) ⇆ NH4
+
(ac) + OH–
(ac)
l) 3NO(g) ⇆ N2O(g) + NO2(g)
m) CH4(g) + 2H2S(g) ⇆ CS2(g) + 4H2(g)
n) Ni(CO)4(g) ⇆ Ni(s) + 4CO(g)
o) HF(ac) ⇆ H+
(ac) + F–
(ac)
p) 2Ag(s) + Zn+2
(ac) ⇆ 2Ag+
(ac) + Zn(s)
2. Escribir la ecuación del sistema en equilibrio cuya constante se exprese de la
siguiente forma:

16. QUÍMICA II
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Luis A. Escobar C. 16
a) Kc =
[H$]$
[S$]
[H$S]$
b) Kc =
[Br$][Cl$]
[BrCl]$
c) Kc =
[CH3][H$S]$
[CS$][H$]3
d) Kc =
[CO]$
[CO$]
e) Kc =
[H$O]
[H$][CO]
3. A una determinada temperatura, el valor de Kc para la reacción: N2(g) + 3H2(g) ⇆
2NH3(g) es 1,3x10–2
. Calcular el valor de Kc para las siguientes reacciones:
a) ¼N2(g) + ¾H2(g) ⇆ ½NH3(g)
b) 2NH3(g) ⇆ N2(g) + 3H2(g)
c) ½NH3(g) ⇆ ¼N2(g) + ¾H2(g)
d) 2N2(g) + 6H2(g) ⇆ 4NH3(g)
4. Cuando las reacciones siguientes alcanzan el equilibrio, determinar qué contiene el
sistema en equilibrio:
a) N2(g) + O2(g) ⇆ 2NO(g) Kc = 1,5x10–10
b) 2SO2(g) + O2(g) ⇆ 2SO3(g) Kc = 2,5x109
5. Calcular las moles de hidrógeno que deben añadirse a una mol de amoníaco para
que su disociación en nitrógeno e hidrógeno a una determinada temperatura pase
del 80 al 60%.
6. Si se calienta 46 g de I2 y 1 g de H2 hasta alcanzar el equilibrio a 450°C, se obtiene
una mezcla en equilibrio que contiene 1,9 g de I2. Si la reacción es: H2(g) + I2(g) ⇆
HI(g). Determinar: a) las moles de cada gas en el equilibrio; y b) el valor de la
constante de equilibrio a esa temperatura.
7. En un reactor de 5 litros se introducen inicialmente 0,8 moles de CS2 y 0,8 moles de
H2. Cuando, a 300°C, se establece el equilibrio: CS2(g) + H2(g) ⇆ CH4(g) + H2S(g), la
concentración de CH4 es de 0,025 moles/L. Calcular: a) la composición de la mezcla
en el equilibrio, b) Kc y Kp a dicha temperatura; y c) la presión de la mezcla gaseosa
en equilibrio.
8. Se sabe que a 150°C y 200 atmósferas de presión el amoníaco se disocia en un 30%
según la reacción: NH3(g) ⇆ N2(g) + H2(g). Determinar: a) la concentración de cada

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especie en el equilibrio, b) Kc, c) Kp; y d) el sentido en que se desplazará el
equilibrio si se adicionan 3 moles de H2 al sistema, manteniendo constantes la
temperatura y el volumen.
9. A 670°K, un reactor de 2 litros contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,003
moles de hidrógeno, 0,003 moles de yodo y 0,024 moles de yoduro de hidrógeno,
según la reacción: H2(g) + I2(g) ⇄ HI(g). En estas condiciones, calcular: a) el valor de
Kc y Kp, b) la presión total en el reactor y las presiones parciales de los gases en la
mezcla.
10. Se introducen 5 moles de PCl5 en un reactor de 25 litros y se calienta a 250°C. La
reacción es: PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g), cuya Kc es 4,15x10–2
a 250°C. Calcular: a) las
concentraciones de todas las especies en el equilibrio, b) si se añaden 2,50 moles
de PCl5 al sistema en equilibrio, a la misma temperatura, la concentración de cada
especie cuando se restablezca el equilibrio.
11. En un reactor de 1,50 litros a 400°C inicialmente habían 2,50 moles de NOCl. Una
vez que se alcanza el equilibrio, se encuentra que se disoció el 28% de NOCl de
acuerdo con la reacción: 2NOCl(g) ⇆ 2NO(g) + Cl2(g). Calcular la constante de
equilibrio Kc de la reacción.
12. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio para el ácido sulfhídrico a
25°C:
H2S(ac) ⇆ H+
(ac) + HS–
(ac) Kc1 = 9,5x10–8
HS–
(ac) ⇆ H+
(ac) + S–2
(ac) Kc2 = 1,0x10–19
Calcular la constante de equilibrio para la siguiente reacción a la misma
temperatura: H2S(ac) ⇆ 2H+
(ac) + S–2
(ac).
13. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio a 1123°K:
C(s) + CO2 (g) ⇆ 2CO(g) Kp1 = 1,3x1014
CO(g) + Cl2 (g) ⇆ COCl2(g) Kp2 = 6,0x10–3
Escribir la expresión de la constante de equilibrio Kp y calcular la constante de
equilibrio a 1123°K para la reacción: C(s) + CO2(g) + 2Cl2(g) ⇆ 2COCl2(g).
14. A una temperatura dada y una presión total de 1,2 atm, las presiones parciales de
una mezcla en equilibrio 2A(g) ⇆ B(g) son pA = 0,60 atm y pB = 0,60 atm.
Determinar: a) el valor de Kp para la reacción a esta temperatura, b) si la presión
total aumentase a 1,5 atm, las presiones parciales de A y B en el equilibrio.
15. A la temperatura de 35°C, en un reactor de 310 cm3
de capacidad se tiene una
mezcla gaseosa que contiene 1,660 g de N2O4 en equilibrio con 0,385 g de NO2. a)
Calcular Kc de la reacción de disociación del N2O4 a la temperatura de 35°C; b) si a
150°C, el valor numérico de Kc es de 3,20; determinar el volumen del reactor para
que estén en equilibrio 1 mol de N2O4 y 2 moles de NO2.

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16. A 25°C se tiene el siguiente equilibrio: NH4HS(s) ⇆ NH3(g) + H2S(g). Sabiendo que la
capacidad del reactor es de 100 litros y que a esa temperatura el Kp es 0,108.
Calcular: a) la presión ejercida por la mezcla gaseosa, una vez alcanzado el
equilibrio, b) la cantidad de sólido que quedará sin reaccionar, si la inicial es 102 g.
17. A 720°C la constante para el equilibrio: SO3(g) ⇆ SO2(g) + O2(g) es 0,29 atm. En un
reactor de 5 litros se introduce una masa de SO3 y se calienta hasta dicha
temperatura. Si la razón entre el número de moles de SO3 y O2 es 0,90. Calcular: a)
la presión del sistema; b) la concentración molar de cada componente y c) la
presión parcial de cada gas.
18. La constante de equilibrio Kp de la reacción: N2(g) + H2(g) ⇆ 2NH3(g) es 4,31x10–4
a
375°C. En un experimento, un estudiante comienza con 0,862 atm de N2 y 0,373
atm de H2 en un reactor de volumen constante a 375°C. Calcular las presiones de
todas las especies cuando se haya alcanzado el equilibrio.
19. En un reactor de 250 cm3
se introducen 0,45 gramos de N2O4(g) y se calienta hasta
40°C, disociándose el N2O4(g) en un 42%. a) Calcular la constante Kc del equilibrio:
N2O4(g) ⇄ NO2(g); b) si se reduce el volumen del reactor a la mitad, sin variar la
temperatura, determinar la composición de la mezcla en el nuevo equilibrio.
20. Se introduce PCl5 en un reactor vacío estableciéndose el equilibrio a 250°C y 2 atm.
La mezcla de equilibrio contiene 40,7% en volumen de cloro. Determinar: a) las
presiones parciales de PCl5 y PCl3 en el equilibrio, b) el valor de Kp a esa
temperatura; y c) si la mezcla gaseosa se expande hasta 0,200 atm a 250°C, el
porcentaje de disociación, el % en volumen de cloro y la presión parcial de este gas.
21. La presión de disociación del CaCO3 a 1073°K es 130 mmHg. Calcular la
temperatura a la que la presión de disociación tenga un valor de 320 mmHg,
sabiendo que la entalpía de reacción es 202,3 kJ/mol.
22. A 720°C, la constante de equilibrio Kc para la reacción N2(g) + 3H2(g) ⇆ NH3(g) es
de 2,37x10–3
. En cierto experimento, las concentraciones de equilibrio son: [N2] =
0,683 M, [H2] = 8,80 M y [NH3] = 1,05 M. Suponga que se añade cierta cantidad de
NH3 a la mezcla de modo que su concentración aumenta a 3,65 M. a) Utilizar el
principio de Le Châtelier para predecir en qué dirección se desplazará la reacción
neta para alcanzar un nuevo equilibrio, b) confirmar su predicción calculando el
cociente de reacción Qc y comparando su valor con el de Kc.
23. En un reactor de 10 litros a 270°C en donde previamente se hizo vacío, se
introducen 2,5 moles de PCl5 y se cierra herméticamente. La presión en el interior
comienza a elevarse debido a la disociación del PCl5 hasta que se estabiliza a 15,68
atm. Sabiendo que la reacción es exotérmica, calcular: a) el valor de la constante Kc
de dicha reacción a la temperatura señalada; b) el número de moles de todas las

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Luis A. Escobar C. 19
especies en el equilibrio y c) señalar la influencia de la temperatura y de la presión
sobre el equilibrio.
24. En un reactor de 1 litro, a temperatura constante, se establece el equilibrio: NO2(g)
+ SO2(g) ⇆ NO(g) + SO3(g); siendo las concentraciones molares en equilibrio: [NO2]
= 0,2 M, [SO2] = 0,6 M, [NO] = 4 M, [SO3] = 1,2 M. Calcular: a) el valor de Kc; b) la
nueva concentración de los reactivos y productos cuando se restablezca el nuevo el
equilibrio, si se añaden 0,4 moles de NO2.
25. El equilibrio: NOBr(g) ⇆ NO(g) + ½Br2(g) a 350°C tiene una constante Kp de 0,491.
Si se introducen en un reactor de 10 litros a dicha temperatura, una mezcla de
gases cuyas presiones parciales del NOBr, NO y Br2 son respectivamente 2, 1,5 y 2,5
atm. Calcular: a) las presiones parciales de cada gas en equilibrio; b) las presiones
parciales de cada gas si se comprime la mezcla anterior hasta un volumen de 5
litros manteniéndose la temperatura constante.
26. A 308°K y una presión total de 1 atm, la fracción molar de dióxido de nitrógeno en
equilibrio con N2O4 es 0,39. Calcular el valor de Kp, y la variación de la energía libre
de Gibbs para la reacción: N2O4(g) ⇆ 2NO2(g).
27. En un reactor de 1 litro, en el que se ha hecho vacío, se introducen 0,013 moles de
PCl5 gaseoso y se calienta a 250°C, a esa temperatura se produce la
descomposición en PCl3 y Cl2 gaseosos y cuando se alcanza el equilibrio la presión
en el interior del reactor es de 1 atm. Calcular: a) la presión parcial del Cl2, b) el
valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.
28. El bromuro de amonio es un sólido cristalino que se descompone en un proceso
endotérmico produciendo amoníaco y bromuro de hidrógeno gaseosos. En un
reactor en el que se ha alcanzado el equilibrio anterior, explicar si la presión del
HBr(g) y la cantidad de NH4Br(s) aumenta, disminuye o no se modifica; si: a) se
introduce NH3 gaseoso en el reactor, b) se duplica el volumen del reactor. Deducir
si el valor de la constante de equilibrio a 400°C será mayor, igual o menor que a
25°C.
29. En un reactor de 2,5 litros se introducen 12 g de flúor y 23 g de tetrafluoruro de
azufre, ambos gaseosos. Al calentar hasta 150°C se obtiene hexafluoruro de azufre
gaseoso. A esta temperatura la constante Kc es 23. Calcular: a) la cantidad de las
tres especies presentes en el equilibrio, b) el valor de las constantes Kp y Kx a la
misma temperatura, c) Si la reacción anterior es endotérmica, cómo cambian las
constantes al variar la temperatura, y d) si al sistema anterior en el equilibrio se le
añaden 2 g de hexafluoruro de azufre, calcular las concentraciones al alcanzarse el
nuevo equilibrio.
30. La constante de equilibrio para la reacción: CO(g) + H2O(g) ⇆ CO2(g) + H2(g) es 0,63
a 986°C. Se deja llegar una mezcla de 1 mol de vapor de agua y 3 moles de CO al

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equilibrio, a una presión total de 2 atm. Calcular: a) los moles de H2 que hay en el
equilibrio, y b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio.
31. Se analiza la mezcla en equilibrio a una cierta temperatura: SO2(g) + NO2(g) ⇆
SO3(g) + NO(g) en un reactor de 1 litro y se encuentra que contiene 0,50 moles de
SO3; 0,45 moles de NO; 0,15 mol de SO2 y 0,30 moles de NO2. Si se agrega 0,25
moles de SO3 a temperatura constante, calcular las concentraciones de todas las
sustancias luego de que se restablezca el equilibrio.
32. A 650°K se establece el equilibrio: N2(g) + H2(g) ⇆ NH3(g), si se calienta una mezcla
estequiométrica de 3 moles de N2 y 9 moles de H2 hasta 650°K en un reactor de 1
litro, se encuentra que la reacción se completa en un 71% cuando se alcanza el
equilibrio. Determinar: a) las concentraciones de equilibrio de las diferentes
sustancias, b) la constante de equilibrio Kc, y c) las moles de NH3 que deben
añadirse para elevar la concentración de equilibrio de H2 hasta 4 M.
33. Al calentar NOBr se disocia según la reacción: NOBr(g) ⇆ NO(g) + Br2(g); cuando se
introducen 1,79 g de NOBr en un reactor de 1 litro y se calienta a 100°C, la presión
en el equilibrio es de 0,657 atm. Calcular: a) las presiones parciales de los tres
gases en el equilibrio, b) el valor de la constante Kp a esa temperatura, c) el grado
de disociación del NOBr.
34. Para el sistema en equilibrio: NO(g) + O2(g) ⇆ NO2(g) a 1000°K, se encuentra que la
concentración de equilibrio de NO es 2,50 M y la concentración de O2 es 1,25 M. Si
la constante de equilibrio a esta temperatura es 1,20. Determinar: a) la
concentración de NO2, y b) la fracción del NO inicial que ha sido convertido en NO2.
35. Un reactor contiene Anhídrido Carbónico a una presión de 0,824 atm. Al introducir
Carbono en el reactor, la presión aumenta hasta 1,366 atm. Si el proceso químico
que ocurre está representado por la siguiente reacción: CO2(g) + C(s) ⇆ CO(g),
calcular el valor de Kp.
36. Se introducen 14,2 gramos de PCl5 en un reactor cerrado de 0,5 litros a 32°C.
Alcanzado el equilibrio, un análisis revela que se ha descompuesto el 50% del PCl5
según la reacción: PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g). Calcular: a) las concentraciones de
cada componente en el equilibrio, b) la constante Kp; y c) el porcentaje de
disociación y presiones parciales cuando se duplica el volumen.
37. En un reactor de 2 litros de capacidad, sin aire, hay carbonato ácido de sodio. Se
calienta hasta 100°C y se produce la descomposición formando carbonato de sodio,
anhídrido carbónico y agua en fase gaseosa. La presión total del sistema en
equilibrio a 100°C es de 0,962 atm. Calcular: a) la constante de equilibrio del
sistema, y b) la cantidad de carbonato ácido de sodio descompuesto.

21. QUÍMICA II
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38. En un reactor de 10 litros se introducen 2 moles de SO2 y 1 mol de O2. Se calienta el
sistema hasta 1000°K, alcanzándose el equilibrio: SO2(g) + O2(g) ⇆ SO3(g). Por
análisis volumétrico de la mezcla se determinó que el 63% era SO3. Calcular: a) la
composición de la mezcla gaseosa a 1000°K, b) la presión parcial de cada gas en la
mezcla en equilibrio, c) los valores de Kp y Kc a dicha temperatura.
39. La formación del N2O4 se da mediante las reacciones siguientes: 2NO(g) + O2(g) ⇆
2NO2(g) y 2NO2(g) ⇆ N2O4(g). Determinar: a) la relación que existe entre las
constantes de los dos equilibrios con la constante de equilibrio de la reacción
global; y b) hacia donde se desplaza el equilibrio global si se aumenta la
concentración de oxígeno.
40. En un reactor de 186 litros en el que se ha hecho vacío se introducen 26 g de
dióxido de carbono. Posteriormente se calienta hasta 3000°K. En estas condiciones
el dióxido de carbono se encuentra disociado de acuerdo con la siguiente reacción:
CO2(g) ⇆ CO(g) + O2(g) en un 40%. Determinar: a) la presión de la mezcla en
equilibrio, b) la presión parcial de cada uno de los gases presentes en el equilibrio,
y c) valor de Kp para la disociación del CO2 a 3000°K.