Esta secuencia didáctica aborda los siguientes temas: 1. Unidades de concentración 2. Relaciones estequiométricas 3. Teoría de colisiones 4. Factores que modifican la velocidad de reacción 5. Equilibrio químico 6. Principio de Le Châtelier

1. Dr Omar Rafael Regalado Fernández
QUÍMICA – NIVEL DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR
TERMODINÁMICA | 1
Equilibrio químico
Constantes de equilibrio
La constante de equilibrio, Kc, refleja la relación entre los reactivos y los productos. El valor de Kc
establece qué lado de la reacción se favorece más durante un equilibrio. La constante de
equilibrio depende de la temperatura; no así de la presión, que solamente cambiará la constante
de equilibrio si y solo si hay gases involucrados y el número de moléculas a ambos lados de la
reacción es diferente.
1. El siguiente equilibrio dinámico se estableció a temperatura T en un recipiente cerrado.
P(g) + 2Q(g) ⇌ 2R(g) ΔH = -50 kJ mol-1
El valor de Kc para esta reacción es 68.0, favoreciendo la producción de R, y la mezcla en
equilibrio contiene 3.82 moles de P y 5.24 moles de R.
a. Provee la definición del término equilibrio dinámico.
Ocurre cuando en una reacción reversible en un sistema cerrado: 1) las reacciones hacia
adelante y hacia atrás tienen a la misma velocidad, 2) las concentraciones permanecen
constantes, y 3) la relación entre los reactivos de concentración y los productos sigue siendo
la misma.
b. Escribe una expresión para Kc para esta reacción e indica sus unidades.
La constante Kc se expresa como una relación entre las concentraciones productos (en
esta caso, R) y reactivos (en este caso, P y Q).

2. Dr Omar Rafael Regalado Fernández
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TERMODINÁMICA | 2
La constante de equilibrio en este caso produce dos moles de R por cada mol de P y por
cada dos moles de Q. La concentración de R se expresa como [R]2, representando 2 moles
de R medidos en mol dm-3, mientras que la concentración de P se expresa como [P] y la
concentración de Q se expresa como [Q]2.
𝑲𝒄 =
[𝐑]𝟐
[𝐏][𝐐]𝟐
≡
[
𝐦𝐨𝐥
𝐝𝐦𝟑]
𝟐
[
𝐦𝐨𝐥
𝐝𝐦𝟑] [
𝐦𝐨𝐥
𝐝𝐦𝟑]
𝟐 =
𝟏
[
𝐦𝐨𝐥
𝐝𝐦𝟑]
=
𝐝𝐦𝟑
𝐦𝐨𝐥
c. El contenedor tenía un volumen de 10.0 dm3. Calcula la concentración, en mol dm-3, de
Q en la mezcla de equilibrio.
Tomamos la expresión en 1.b.
𝑲𝒄 =
[𝐑]𝟐
[𝐏][𝐐]𝟐
Reorganizamos para [Q]:
𝑲𝒄[𝐏][𝐐]𝟐
= [𝐑]𝟐
[𝐐]𝟐
=
[𝐑]𝟐
𝑲𝒄[𝐏]
[𝐐] = √
[𝐑]𝟐
𝑲𝒄[𝐏]
Sustituimos los valores:
[𝐐] = √
[
𝟓. 𝟐𝟒 𝒎𝒐𝒍
𝟏𝟎 𝒅𝒎𝟑 ]
𝟐
𝟔𝟖 [
𝟑. 𝟖𝟐 𝒎𝒐𝒍
𝟏𝟎 𝒅𝒎𝟑 ]
= 𝟎. 𝟏𝟎𝟑
𝐦𝐨𝐥
𝐝𝐦𝟑
d. Indica el efecto de los siguientes cambios si todos los demás factores permanecen
constantes y explica por qué ocurre:
i. con la cantidad de gas P si la temperatura aumenta.
Aumenta
Explicación: la reacción es exotérmica (ΔH = -50 kJ mol-1), lo que significa que los reactivos
tienen menos energía y se ven favorecidos.
ii. con el valor de Kc si la temperatura aumenta.
Disminuye
Explicación: a medida que aumenta la temperatura se favorecen los reactivos, haciendo que
Kc < 1.
iii. con en el valor de Kc si el volumen aumenta.

3. Dr Omar Rafael Regalado Fernández
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TERMODINÁMICA | 3
Sin cambios
Explicación: un volumen mayor no cambia la concentración de ningún componente.
2. El hidrógeno y el yodo reaccionan estableciendo el siguiente equilibrio:
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Cuando se mezclaron 0.5 moles de H2 y 0.5 moles de I2 en un recipiente cerrado a 723K y 200
kPa de presión, se encontró que 0.11 moles de I2 estaban presentes al momento que se
estableció el equilibrio.
Deduce una expresión para una constante de equilibrio en términos de presiones parciales, Kp, y
calcula su valor.
Empezamos con la constante de equilibrio en términos de concentración:
𝑲𝒄 =
[𝐇𝐈]𝟐
[𝐇𝟐][𝐈𝟐]𝟐
A menos que los gases reaccionen entre ellos, los gases individuales en una mezcla gaseosa
no afectan la presión de los demás gases en la mezcla. Cada gas individual en una mezcla
ejerce la misma presión que ejercería si estuviera presente solo en el recipiente. Por lo tanto,
la concentración es proporcional a la presión parcial dentro del sistema, por lo que podemos
remplazar la concentración en términos de presión:
𝑲𝒑 =
𝐩𝐇𝐈𝟐
𝐩𝐇𝟐𝐩𝐈𝟐
Para resolver este problema usamos una tabla inicio-cambio-equilibrio (ICE). La condición
inicial se refiere a las 0.5 moles de cada gas. De acuerdo con la ecuación de la reacción,
cualquier cambio en ambos gases de los reactivos genera dos veces ese cambio en los
productos. Si perdemos x moles de gas hidrógeno, perdemos x moles de gas yodo y
ganamos 2x moles de yoduro de hidrógeno. Sabemos que en equilibrio tenemos 0.11 moles
de gas de yodo, por lo que tendremos también 0.11 moles de gas de hidrógeno.
H2 I2 HI Masa total
Inicio 0.5 0.5 0 1 mol
Cambio -x -x +2x 1 mol
Equilibrio 0.11 0.11 2x 1 mol
0.5-x=0.11, luego x=0.39 y 2x=0.78
H2 I2 HI Masa total
Inicio 0.5 0.5 0 1 mol
Cambio -x -x +2x 1 mol
Equilibrio 0.11 0.11 0.78 1 mol

4. Dr Omar Rafael Regalado Fernández
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En equilibrio, tenemos 1 mol a 723K y 200 kPa. Las presiones parciales se calculan con la
fórmula 𝐩𝐇𝟐 =
𝒏𝑯𝟐
𝒏𝑻
(𝑷), donde nH2 es el número de moles de H2, nT el número total de moles
en el sistema, y P = 200KPa, la presión sobre el sistema.
𝐩𝐇𝟐 =
𝟎. 𝟏𝟏
𝟏
(𝟐𝟎𝟎𝐊𝐏𝐚) = 𝟐𝟐𝐊𝐏𝐚
𝐩𝐈𝟐 =
𝟎. 𝟏𝟏
𝟏
(𝟐𝟎𝟎𝐊𝐏𝐚) = 𝟐𝟐𝐊𝐏𝐚
𝐩𝐇𝐈 =
𝟎. 𝟕𝟖
𝟏
(𝟐𝟎𝟎𝐊𝐏𝐚) = 𝟏𝟓𝟔𝐊𝐏𝐚
𝑲𝒑 =
(𝟏𝟓𝟔𝐊𝐏𝐚)𝟐
(𝟐𝟐𝐊𝐏𝐚)(𝟐𝟐𝐊𝐏𝐚)
= 𝟓𝟎. 𝟐𝟖