Las reacciones en equilibrio son dinámicas, donde los reactivos se transforman en productos y viceversa a la misma velocidad, alcanzando un estado de equilibrio. La constante de equilibrio (Kc) refleja la relación entre las concentraciones de reactivos y productos al equilibrio, que depende de la temperatura y puede ser influenciada por cambios en entalpía y entropía. La ecuación de Van't Hoff describe cómo la temperatura afecta la constante de equilibrio, indicando que un aumento de temperatura favorece reacciones endotérmicas, mientras que la disminución favorece las exotérmicas.

1. CONSTANTE DE
EQUILIBRIO
E Q U I P O 5

2. una reacción en equilibrio
es un proceso dinámico en
el que continuamente los
reactivos se están
convirtiendo en productos
y los productos se
convierten en reactivos;
cuando lo hacen a la
misma velocidad nos da la
sensación de que la
reacción se ha paralizado.

3. REACCIONES REVERSIBLES
o Los productos de reacción pueden combinarse entre
sí y formar de nuevo las sustancias reaccionantes.
o En estos casos, la transformación de reactivos a
productos es PARCIAL (es cuando se alcanza el
estado de equilibrio) que se produce cuando las
velocidades de las reacciones directa e inversa se
igualan.

4. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
o La tendencia de que ocurra una reacción se
define termodinámicamente a partir de su cambio
en entalpía (ΔH) y en entropía (ΔS).
La entalpía es el calor absorbido cuando tiene
lugar una reacción endotérmica bajo presión
constante.
La entropía es una medición del desorden o
aleatoriedad de una sustancia o de un sistema.
o Un sistema tenderá siempre hacia una menor
entalpía y mayor entropía; el efecto combinado
de entalpía y entropía está dado por la energía
libre de Gibbs:
T es la temperatura absoluta en grados kelvin
G es una medida de la energía del sistema
H entalpía
S entropía
La entalpía estándar Hº, la entropía estándar
Sº y la energía libre estándar Gº representan
las cantidades termodinámicas para
un mol de una sustancia en estado estándar
(Pº 1 atm, Tº 298 K, concentración unitaria).
Entonces:
ΔGº se relaciona con la constante de equilibrio
de una reacción, mediante:
R constante de los gases (8.314 J K-1 mol-1).
Por tanto, si se conoce la energía libre
estándar de una reacción, se puede calcular
la constante de equilibrio

5. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Las concentraciones de las sustancias
que intervienen en el proceso de una
reacción, cuando llegan al equilibrio,
son las mismas, independientemente
de la concentración inicial.
Esto hace pensar que debe existir una
relación entre ellas que permanezca
constante, siempre y cuando la
temperatura no varíe.

6. Si tenemos un equilibrio de la forma:
La velocidad de la reacción directa o hacia la derecha, será:
Mientras que, para la reacción inversa:
Kd y Ki son las constantes de velocidad específicas para ambas reacciones, por
lo tanto, ambas velocidades son iguales en el equilibrio vd = vi , se cumple que:
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki es constante,
se puede escribir que:

7. ¿QUÉ NOS INDICA EL KC?
Cuando Kc > 1, en el equilibrio
la mayoría de los reactivos se
convierten en productos
Cuando Kc = 1 las
concentraciones de
reactivos y productos
son similares
Cuando Kc < 1 la mayoría de los
reactivos quedan sin reaccionar,
formándose sólo pequeñas
cantidades de productos.
Indica en qué grado
los reactivos se
transforman en
productos, una vez
alcanzado el
equilibrio.

8. EJEMPLO
• Si tenemos el siguiente equilibrio:
• Al sustituir los valores numéricos (sin unidades) en la expresión del equilibrio nos
queda:
• Por lo tanto:
concentraciones
Sin unidades

9. EJERCICIO
• En el proceso de formación del amoniaco, realizado a 500 °C en un recipiente de 10
litros, se ha encontrado en el equilibrio la presencia de 6 moles de N2, 4 moles de H2
y 1,12 moles de NH3. ¿Cuál será el valor de Kc para la reacción?
Recuerda: M = m / L

11. EQUILIBRIO HOMOGENEO
Reacciones en las que todos los productos y reactivos están
en la misma fase. Ejemplos:
• 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

12. • Pl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g)

13. EQUILIBRIO HETEROGENEO
• Reacciones en las que los reactivos o productos están en
fases diferentes. Ejemplo:
• 2 CO (g) C(s) + CO2 (g)

14. • Kc = [CO2]; Kp=PCO2

15. CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN
FUNCION DE CONCENTRACIONES
MOLARES (KC)
• EL PRODUCTO DE LAS CONCENTRACIONES DE LOS PRODUCTOS ELEVADA A SUS
COEFICIENTES ESTEQUIOMETRICOS DIVIDIDO ENTRE LAS CONCENTRACIONES DE LOS
REACTIVOS EN EL EQUILIBRIO ELEVADA A LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMETRICOS
• Siendo [ ] la concentración Molar de cada una de las sustancias en equilibrio
• En Kc solo entran en juego los gases y las disoluciones acuosas
• Kc es una constante que solo depende de la temperatura
• siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales
de reactivos y productos).
• Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un
mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto.

16. EJEMPLO
• En un recipiente de 5L se introduce 1 mol de SO2 y 1 mol de O2 ; y se calienta a
727°C. estableciendoce el siguiente equilibrio:
O2(g) + 2SO2(g) 2 SO3 (g)
De este equilibrio se encuentran 0,15 moles de SO2. calcular:
A) Gramos de SO3 formados
B) Kc
O2(g) + 2SO2(g) 2 SO3 (g)
INICIALES
REACC/FORMAN
MOLES EN EL EQ
MOLARIDAD
1 1 -
-X -2X 2X
1-X 1-2X 2X
0.115M 0.03M 0.17

17. CONTANTE DE EQUILIBRIO EN FUNCION
DEL LAS PRECIONES PARCIALES (KP)
• Hace referencia a las presiones parciales de los gases
• Tenemos una rx. Química genérica en la que las especies que intervienen en esa rx.
Serian las mayúsculas A y B que reaccionan para C y D
• Todas esas sustancias se encuentran en estado gaseoso y la rx. Se puede desplazar
tanto a la izquierda como a la derecha para alcanzar el equilibrio
• Tenemos los coeficientes estequiometricos que son las minúsculas ( nos indican los
moles que rx o que se forman).
Aa + Bb Cc + Dd
Kp=
(𝑃𝐶) 𝑐 (𝑃𝐷) 𝑑
𝑃𝐴 𝑎(𝑃𝐵) 𝑏

18. TENEMOS UN RECIPIENTE EN L A QUE TENDREMOS TODOS LOS GASES ( L A P RESIÓN SE VIENE DANDO
POR EL NÚMERO DE CHOQUES DE LOS GASES CON EL RECIPIENTE)
A PARTIR DE CONOCER L AS
PRESIONES PARCIALES
• PT= PA + PB + PC + PD
• PV= n° RT
PA =
𝑛°𝐴 .𝑅.𝑇
𝑉
PA= XA . PT
XA =
𝑛𝐴
𝑛𝑇
A PARTIR DE L AS REL ACIONES KC
Y KP
• kp=
(𝑃𝐶) 𝑐 (𝑃𝐷) 𝑑
(𝑃𝐴) 𝑎 (𝑃𝐵) 𝑏 se relaciona con la precion y
las concentraciones
• PCV= n°c RT
• PC =
𝑛°𝐶
𝑉
𝑅𝑇 es una conc.
PC= ( 𝐶 𝑅𝑇) 𝐶
𝑘𝑝 =
( 𝐶 𝑅𝑇) 𝐶
( 𝐷 𝑅𝑇) 𝑑
( 𝐴 𝑅𝑇) 𝑎( 𝐵 𝑅𝑇) 𝑏
Se usara la potencia del producto: EJ:
𝑘𝑝 =
[𝐶] 𝐶
(𝑅𝑇) 𝐶
[𝐷] 𝑑
(𝑅𝑇) 𝑑
[𝐴] 𝑎(𝑅𝑇) 𝑎 [𝐵] 𝑏(𝑅𝑇) 𝑏
Kp=
(𝐶) 𝑐 (𝐷) 𝑑
𝐴 𝑎(𝐵) 𝑏 𝑅𝑇 𝐶+𝑑−𝑎−𝑏
Kp= KC (𝑅𝑇) 𝑐+𝑑−(𝑎+𝑏)
Kp=KC(RT)▵𝑁 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑜𝑠𝑜
▵ 𝑁= sumar c+d y restar b y aAa + Bb Cc + Dd

19. EJEMPLO 1:
ENCONTRAR KP A PARTIR DE PP
2N2O5(g)⇋O2(g)+4NO2(g)
• Sabemos que la presión parcial para cada componente en el equilibrio a una temperatura
dada es:
PN2O5= 2.00atm
PO2= 0.296atm
PNO2=1.70atm
• A la temperatura T, ¿cuál es el valor de Kp, en esta reacción?
Kp=(PN2O5)2(PO2)
(PNO2)4
Podemos ahora resolver para Kp, sustituyendo los valores de las presiones parciales en el
equilibrio en la expresión de equilibrio:
Kp=(2.00)2(0.296)
(1.70)4 =0.618K

20. EJEMPLO 2:
ENCONTRAR KP A PARTIR DE LA RELACION CON KC
N2​(g) + 3H2​(g) ⇋ 2NH3​(g)
• Si el valor de Kc para esta reacción es de 4.5x10^44.5 a 400k ¿cuál es el valor de la constante de
equilibrio Kp a la misma temperatura?
• Utilicemos la constante molar del gas que dará el valor de kp, en unidades de bar para la presión parcial
Kp​=Kc​(RT)Δn
• Para encontrar el valor comparamos los moles de gas de lado de productos con los moles de gas de lado
de reactivos:
Δn​=moles de producto en fase gas−moles de reactivo en fase gas
=2mol NH3​−(1mol N2​+3mol H2​) = 2 moles de gas
Dato:
R=0.083141bar/kmol
Kp​​=Kc​(RT)Δn
=(4.5×104)(R⋅400)−2
=(4.5×104)(0.08314⋅400)−2
=41

21. CONTANTE DE EQUILIBRIO EN FUNCION
DE LAS FRACIONES MOLARES (KX)
• Kp=KX. P𝑇▵𝑛
0.285= Kx . 0.25at𝑚1
Kx= 1.14
En función de las especies gaseosas
donde XA, XB, XC y XD
son las fracciones molares de las especies A de las fracciones molares de, B, C y D,elevadas a los
respectivos coeficientes estequiométricos.

22. VARIACIÓN DE LA
CONSTANTE DE
EQUILIBRIO CON
LA TEMPERATURA

23. ¿POR QUÉ AFECTA LA TEMPERATURA
AL EQUILIBRIO QUÍMICO?
Cuando en un sistema en equilibrio se modifica la temperatura, deja de estar en equilibrio porque se
modifica el valor de la constante de equilibrio. Así, a una temperatura T1 la constante vale K1, y a una
temperatura T2, la constante vale K2. La relación entre estas magnitudes viene dada en la denominada
ecuación de Van’t Hoff:
Ecuación de Van't Hoff:
Donde:
ΔH°: entalpía estándar de la reacción
R: constante de los gases ideales
K1: constante de equilibrio a la temperatura T1
K2: constante de equilibrio a la temperatura T2

24. CAMBIO DE TEMPERATURA, ¿Y EL
EQUILIBRIO?La ecuación de Van’t Hoff nos permite estudiar de forma cualitativa cómo se desplaza el
equilibrio químico con la temperatura en función de que tengamos una reacción
endotérmica o exotérmica:
Si una reacción es endotérmica, ΔH
> 0, al aumentar la temperatura
aumenta la constante de equilibrio y
el equilibrio se desplaza hacia la
derecha (hacia la formación de
productos, aumentando el
numerador). En cambio, si la
temperatura baja, también baja la
constante de equilibrio y la reacción
se desplaza hacia la izquierda.
Si una reacción es exotérmica, ΔH <
0, al aumentar la temperatura
disminuye la constante de equilibrio y
la reacción se desplaza hacia la
izquierda (hacia la formación de los
reactivos), mientras que si la
temperatura disminuye, aumenta la
constante de equilibrio y el equilibrio
se desplaza hacia la derecha.

26. AUMENTO/ENDO-DISMINUYO/EXO
Otra forma sencilla de expresar esto de forma simplificada es que un aumento de la
temperatura favorece el sentido en el que la reacción es endotérmica, y una disminución
el sentido exotérmico. Así, si tenemos el siguiente proceso:
• Al aumentar la temperatura se favorece ΔH > 0, por tanto
hacia la derecha (productos).
• Al disminuir la temperatura se favorece ΔH < 0, por tanto
hacia la izquierda (reactivos).