1) El documento describe el equilibrio químico, incluyendo los objetivos de comprender los procesos dinámicos que tienen lugar y predecir la cantidad de producto formado bajo diferentes condiciones. 2) Explica que el equilibrio químico es importante en procesos industriales para maximizar el rendimiento al desplazar el equilibrio hacia la formación del producto deseado. 3) Detalla los contenidos sobre equilibrios homogéneos e heterogéneos, expresiones de la constante de equilibrio, y factores que

1. 1
EQUILIBRIO QUÍMICO
Objetivos
1.Conocer los procesos dinámicos que tienen lugar en el equilibrio
químico y poder hacer predicciones cualitativas y cuantitativas
acerca de la cantidad de producto que se formará para unas
condiciones determinadas.
2.Expresar las constantes de equilibrio para ecuaciones químicas
ajustadas, y realizar cálculos relacionando sus valores con las
concentraciones, presiones o fracciones molares de reactivos y
productos.
3.Utilizar el principio de Le Châtelier para mostrar como los cambios
en concentraciones, presión o volumen, y temperatura desplazan
equilibrios químicos.

2. 2
IMPORTANCIA EN PROCESOS INDUSTRIALES.
• Es muy importante en la industria el saber qué
condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio
hacia la formación de un producto, pues se conseguirá un
mayor rendimiento, en dicho proceso.
• En la síntesis de Haber en la formación de amoníaco
[N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)], exotérmica, la formación de
amoníaco está favorecida por altas presiones y por una
baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a
altísima presión y a una temperatura relativamente baja,
aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea
muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre
rendimiento y tiempo de reacción.
• Permite comprender los equilibrios de la naturaleza y de
la vida cotidiana, como son la formación de la capa de
ozono, la regulación del pH en la sangre, la adaptación al
mal de altura, etc.

3. Contenidos
1. Reacciones reversibles e irreversibles.
2. Equilibrio químico: características, estudio
cinético.
3. Tipos de equilibrio químico
4. Expresiones de la constante de equilibrio.
5. Estudio cuantitativo del equilibrio.
6. Factores que afectan el equilibrio. Principio de
Le Châtelier.
3

4. 4
Conocimientos previos
Concentración molar
Ley de los gases ideales
Presión parcial de un gas
Reacciones endotérmicas y exotérmicas
Catalizadores
Ajustar ecuaciones químicas y comprender que:
• Los coeficientes estequiométricos indican la
proporción en MOLES en la que reaccionan y se
forman las sustancias que intervienen en una
reacción
• Son independientes de las cantidades que nosotros
estemos utilizando en cada caso concreto

5. 5
¿Qué es un equilibrio químico?
• Es una reacción que nunca llega a
completarse, pues se produce en ambos
sentidos (los reactivos forman
productos, y a su vez, éstos forman
nuevos reactivos).
• Cuando las concentraciones de cada
una de las sustancias que intervienen
(reactivos o productos) se estabiliza se
llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.
Equilibrio de moléculas(H2 + I2  2 HI)
Concentraciones
(mol/l)
Tiempo
[HI]
[I2]
[H2]

6. 6
EQUILIBRIO DINÁMICO EN SISTEMAS QUÍMICOS.
Las reacciones químicas pueden clasificarse en función de su grado de progreso
en:
Irreversibles:Transcurren hasta que algunos de los reactivos se consume
totalmente; se representan mediante una ecuación con una flecha ()
Ejemplo: Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq)  CaCl2 (aq) + H2O (l)
Reversibles: La reacción transcurre sin que ninguno de los reactivos se consuma
totalmente, hasta que se acaba produciendo un equilibrio entre
reactivos y productos. Las ecuaciones se representan por una doble
flecha ()
Ejemplo:
H2 + I2  2 HI
Se trata de un equilibrio dinámico, pues las reacciones directa e inversa
continúan produciéndose incluso después de alcanzarse el equilibrio; las
concentraciones se mantienen constantes, pues las velocidades de la reacción
directa e inversa coinciden

7. 7
Estudio Cinético
Para una reacción elemental, reversible en fase homogénea
La rapidez de la reacción en la dirección directa
y en la dirección opuesta son iguales
vd = kd [A] [B]
vi = ki [C] [D]
Ley de acción de masas
Guldberg y Waage (1864)
En el equilibrio se cumple:
y por tanto
Para la reacción:
vd = vi
kd [A] [B] = ki [C] [D]
kd [A]a [B]b = ki [C]c [D]d
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
c a b
C D
K
A B




8. 8
LA LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
En un sistema químico en equilibrio, las concentraciones de los reactivos y de los
productos, expresados en mol L-1, están relacionadas mediante una ecuación sencilla
Ejemplo: Reaccionan entre sí H2 e I2, a 425 ºC : H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
Las concentraciones de H2, I2 e HI en
equilibrio son diferentes en cada caso, pero
la relación:
 
  
)
º
425
(
5
,
54
2
2
2
C
a
I
H
HI
K
eq








llamada expresión de acción de masas, calculada para una
situación de equilibrio, tiene el mismo valor en todos los experimentos.
Esta es la ley del equilibrio químico, también llamada ley de acción de
masas. La constante 54,5 se representa por Kc y se denomina constante
de equilibrio.
Concentración (mol L
-1
) en el equilibrio
Experimento H2 (mol L
-1
) I2 (mol L
-1
) HI (mol L
-1
) HI
2
H2I2
I 0,0213 0,0213 0,1573 54,5
II 0,0427 0,0427 0,3148 54,5
III 0,0320 0,0320 0,2360 54,5
IV 0,0266 0,0266 0,1968 54,5
Valor medio = 54,5

9. 9
EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS
• Una reacción se dice que es homogénea cuando todos los reactivos y productos
se mezclan uniformemente formando una única fase
Ejemplo: Los equilibrios entre gases son homogéneos, porque todos los gases
son miscibles y se mezclan uniformemente entre sí

10. 10
En una mezcla de gases ideales, la presión parcial, pi, de uno cualquiera de los
gases viene dada por: pi V = ni R T
Donde ni es el número de moles del gas, y V es el volumen total de la mezcla
Por tanto
RT
c
RT
V
n
p i
i
i 
 siendo ci la concentración molar del gas.
La presión parcial de un gas ideal es proporcional a su concentración molar
Si todos los reactivos y productos de una reacción son gases, la expresión de la
ley de acción de masas puede escribirse en términos de las presiones parciales,
definiendo una nueva constante de equilibrio denominada Kp
P1=x1Pt
Conviene recordar la relación entre presión parcial y fracción molar.
Fracción molar es
t
n
n
x 1
1 

11. 11
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP)
• En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir
presiones parciales que concentraciones:
a A + b B  c C + d D
y se observa la constancia de Kp viene definida por:
c d
C D
P a d
A D
p p
K
p p



Ejemplo: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
 
   eq
3
H
N
2
NH
p
2
2
3
p
p
p
K












12. 12
7 Equilibrio químico
6 Equilibrios gaseosos (II).
En los equilibrios entre gases, la constante de equilibrio , Kp, se expresa en función de
las presiones parciales de los gases. Dada una reacción química cualquiera:
a A (g) + b B (g)  c C (g ) + d D (g)
 
  b
a
d
c
c
RT
RT
K 

 
   
 
 
   
  eq
b
a
d
c
RT
B
RT
A
RT
D
RT
C






eq
b
B
a
A
d
D
c
C
p
p
p
p
p
K







eq
b
B
a
A
d
D
c
C
p
p
p
p
p
K






 = =
• La relación entre Kp y Kc resulta:
   
b
a
d
c
c
p RT
K
K



   g
n
c RT
K


= nº de moles de productos gaseosos -nº de moles de reactivos gaseosos
• Los valores de Kp y Kc sólo dependen de la temperatura
ng

13. 13
Problema: Escriba la expresión de Kp para las reacciones correspondientes
a las siguientes ecuaciones:
A) N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Solución:
 
  eq
O
N
2
NO
p
4
2
2
p
p
K











B) F2 (g) + 2 NO (g)  2 FNO (g)
Solución:
 
   eq
2
NO
F
2
FNO
p
p
p
p
K
2











C) N2H4 (g) + 2 O2 (g)  2 NO (g) + 2 H2O (g)
Solución:
   
   eq
2
O
H
N
2
O
H
2
NO
p
2
4
2
2
p
p
p
p
K












14. 14
Problema: La constante de equilibrio, Kc, para la siguiente reacción química:
C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g)
a 25 ºC vale 5.1017. Calcule, a la misma temperatura, el valor de Kp
Solución:
Las constantes Kp y Kc están relacionadas por:
En este caso:
Por tanto, a la temperatura de 25+273 = 298 K, se cumple:
  g
n
c
p RT
K
K


g
n
 = 1 - (1 + 1) = - 1
  1
c
p RT
K
K

 
= 1,2218 • 1019 mol2 L-1 atm -1
5 • 1017 (mol L-1) * [ 0,082 (atm L K-1 mol -1 ) • 298 (K) ]-1

15. 15
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.
• Una reacción se denomina heterogénea cuando en la mezcla de reacción pueden
distinguirse varias fases, físicamente diferenciadas
Ejemplo: La descomposición térmica del bisulfuro amónico
NH4HS (s)  NH3 (g) + H2S (g)
En el equilibrio existen dos fases: una sólida, el
NH4HS y otra gaseosa formada por la mezcla
homogénea del NH3 y el H2S
  
  eq
4
2
3
c
)
s
(
HS
NH
)
g
(
S
H
)
g
(
NH
K







La constante de equilibrio toma el valor:
Equilibrio heterogéneo

16. 16
Constantes de equilibrio en sistemas heterogéneos.
• En la expresión de la constante Kc para un equilibrio heterogéneo, no
aparecen las concentraciones de los sólidos ni las de los líquidos puros.
La concentración de un sólido o de un líquido puro, a una temperatura dada,
tiene un valor constante, que no depende de la cantidad de sustancia.
•Analogamente, la constante Kp correspondiente a un equilibrio heterogéneo
sólo incluye las presiones parciales de las sustancias gaseosas.
Ejemplo:
NH4HS (s)  NH3 (g) + H2S (g)
La concentración molar de NH4HS permanece constante, de forma independiente
al número de gramos presentes; por tanto el término [NH4HS(s)] se puede incorporar
a la constante de equilibrio Kc y obtener una nueva constante, Kc´, que vale:
Kc´ = Kc [NH4HS(s)] =
Cuando se da el valor de la constante de equilibrio de una reacción heterogénea
siempre se refiere a Kc´, aunque se omita la tilde.
 
   
 
 eq
2
3 g
S
H
g
NH

17. 17
Escribe las expresiones de Kc y Kp para el equilibrio heterogéneo
correspondiente a la disociación del cloruro de fosfonio
Problema
PH4Cl (s)  PH3 (g) + HCl (g)
Solución:
En la expresión de acción de masas no aparecen las concentraciones de
los sólidos; por tanto:
  
 eq
3
c HCl
PH
K 
 eq
HCl
H
p p
p
K 3

El valor de Kp corresponde a la expresión:
Teniendo en cuenta la relación entre las dos constantes:
2
c
n
c
p )
RT
(
K
)
RT
(
K
K g



Pues : 2
0
)
1
1
( 



ng

18. 18
• Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos
se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias
que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos,
hablaremos de reacciones heterogéneas.
• Por ejemplo, la reacción:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo.
2
3
[ ] [ ]
(constante)
[ ]
CaO CO
K
CaCO


• Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas
(CaCO3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de
sustancias puras (m/V) son también constantes.
• Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos KC
se tiene:
• Análogamente: KP = p(CO2)
• ¡ATENCIÓN!: En la expresión de KC de la ley de acción de masas sólo
aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución,
mientras que en la expresión de KP únicamente aparecen las presiones
parciales de las sustancias gaseosas.

19. 19
Ejercicio A: Escribir las expresiones de KC para
los siguientes equilibrios químicos:
a) N2O4(g)  2 NO2(g);
b) 2 NO(g) + Cl2(g)  2 NOCl(g);
c) CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g);
d) 2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).
• a)
• b)
• c)
• d)

2
2
2 4
[ ]
[ ]
c
NO
K
N O


2
2
2
[ ]
[ ] [ ]
c
NOCl
K
NO Cl
 2
[ ]
c
K CO
 
2 2
[ ] [ ]
c
K CO H O

20. EQUILIBRIOS MÚLTIPLES
• A + B ↔ C + D K’c
• C + D ↔ E + F Kc”
• A + B ↔ E + F Kc = K’c· Kc”
• “Si una reacción se puede expresar como la suma
de dos o más reacciones, la constante de equilibrio
para la reacción global viene dada por el producto
de las constantes de equilibrio de las reacciones
individuales”.
20

21. 21
• Para concentraciones en el equilibrio
• La constante Kc cambia con la temperatura
• ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en
disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen
concentración constante y por tanto, se integran en la constante
de equilibrio.
• El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la
reacción.
• En la reacción:
H2(g)+ I2(g)  2 HI (g)
• si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como:
½ H2(g) + ½ I2(g)  HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de
la anterior.
• También depende de la dirección de la reacción, se puede verificar
que la constante de la reacción inversa es el reciproco de la reacción
directa.
2
2 2
[ ]
[ ] [ ]
c
HI
K
H I



22. 22
SIGNIFICADO QUÍMICO DEL VALOR DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
La constante de equilibrio de una reacción química, indica en qué grado los reactivos se
transforman en productos, una vez alcanzado el equilibrio.
• Si K es muy grande: La reacción directa progresa hasta que prácticamente
se agota alguno de los reactivos.
• Si K  1: En el equilibrio, las concentraciones de reactivos y
productos son similares.
• Si K es muy pequeña: La reacción está muy desplazada hacia los reactivos
Apenas se forman productos.

23. 23
• El valor de ambas constantes
puede variar entre límites
bastante grandes:
• H2(g) + Cl2(g)  2 HCl (g)
Kc (298 K) = 2,5 ·1033
• La reacción está muy desplazada
a la derecha.
• H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
Kc (698 K) = 55,0
• Se trata de un verdadero
equilibrio.
• N2(g) + O2(g)  2 NO (g)
Kc (298 K) = 5,3 ·10–31
• La reacción está muy desplazada
a la izquierda, es decir, apenas se
forman productos.
tiempo
KC > 105
concentración
tiempo
KC ≈ 100
concentración
KC < 10-2
concentración
tiempo

24. 24
PREDICCIÓN DE LA DIRECCIÓN DE UNA REACCIÓN
• En una reacción cualquiera:
a A + b B  c C + d D
se llama cociente de reacción a:
• Tiene la misma fórmula que la Kc pero a diferencia que las
concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.
[ ] [ ]
[ ] [ ]



c d
a b
C D
Q
A B
• Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
• Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir,
aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán
las de los reactivos hasta que Q se iguale con Kc.
• Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir,
aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán
las de los productos hasta que Q se iguale con Kc

25. 25
Para una reacción cualquiera, representada por la ecuación:
a A + b B  c C + d D
Se denomina cociente de reacción o expresión de acción de masas a la expresión:
   
   b
a
d
c
B
A
D
C
Q 
Cuando el sistema está en equilibrio, el cociente de reacción toma un valor
constante para cada temperatura, y se representa por Kc:
• El cociente de reacción, Q, es igual a la constante de equilibrio,Kc, sólo si el
sistema se halla en equilibrio químico
• El valor de Kc es independiente de las concentraciones iniciales de los
reactivos, y depende exclusivamente de la temperatura
   
   









eq
b
a
d
c
c
B
A
D
C
K

26. 26
La constante de equilibrio Kc varía con la temperatura. Si el sistema no ha
alcanzado el equilibrio, el cociente de reacción Q, puede tomar cualquier valor:
• Si Q< Kc  La reacción ocurre de izquierda a derecha
• Si Q= Kc  El sistema está en equilibrio
• Si Q > Kc  La reacción ocurre de derecha a izquierda

27. 27
Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles
de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc =
0,022 a 490ºC para
2 HI(g)  H2(g) + I2(g) ¿se encuentra en equilibrio?;
[H2] · [I2] 0,3/3 · 0,3/3
Q = —————— = —————— = 0,25
[HI]2 (0,6/3)2
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en
equilibrio y la reacción se desplazará hacia la
izquierda.

28. 28
CÁCULO DE LAS CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO
PARA ESTUDIAR UN PROCESO EN EQUILIBRIO
1. Se escribe el proceso ajustado para la estequiometria
apropiada a la constante
2. Se establece la cantidad inicial (moles o concentración) de cada
una de las sustancias presentes
Se evalúa Q
3. Se analiza el sentido en que evoluciona el sistema
Con la estequiometría
de la reacción
4. Se determinan las cantidades que reaccionan (aparecen
o desaparecen) de cada sustancia
Con la constante
de equilibrio
5. Se hallan las cantidades de cada sustancia en el estado
de equilibrio

29. 29
Ejemplo: A 1280°C la constante de equilibrio Kc para la reacción de disociación
del bromo gaseoso es de 1.1x10-3 . Si las concentraciones iniciales son del bromo
molecular 6.3x10-1 M y del bromo atómico es 1.2x10-2 M, calcule las
concentraciones de estas especies en el equilibrio.
• Equilibrio: Br2(g)  2 Br(g)
Inicial: 6.3x10-1 1.2x10-2
• Cambio: x 2x
• Equilibrio: 6.3x10-1 - x 1.2x10-2- 2x
• Como Qc < Kc entonces la reacción se dirige hacia la derecha

30. 30
Ejemplo: En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico,
NH4CO2NH2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se
evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante KP para el equilibrio NH4CO2NH2(s)
 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura vale 2,3·10-4. Calcular KC y las
presiones parciales en el equilibrio.
• Equilibrio: NH4CO2NH2(s)  2 NH3(g) + CO2(g)
Inicial: n 0 0
• Cambio: x 2x x
• Equilibrio: n – x 2x x
• Ya que la presión parcial es directamente proporcional al número
de moles.
• KP = 2,3x10-4 = p(NH3)2 . p(CO2) = (2x)2.x
• Despejando se obtiene que: p(CO2) = 0,039 atm p(NH3) = 0,078 atm.
4
3
2,3 10
( ) (0,082 298)
P
C n
K
K
RT


  

-8
1,57×10

31. 31
Ejemplo: En un recipiente de 10 litros se
introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g);
a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa
que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2
e H2 en el equilibrio y la constante Kc.
a) Equilibrio: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Inicial: 4 12 0
Cambio: x 3x 2x
Equilibrio: 4 – x 12 – 3x 2x
b) 3,54 10,62 0,92
conc. eq(mol/L) 0,354 1,062 0,092
NH32 0,0922 M2
Kc = ————— = ——————— = 1,996 · 10–2 M–2
H23 · N2 1,0623 · 0,354 M4

32. 32
GRADO DE DISOCIACIÓN ()
• Se utiliza en aquellas reacciones en
las que existe un único reactivo que
se disocia en dos o más.
• Es la fracción de un mol que se
disocia (tanto por 1).
• En consecuencia, el % de sustancia
disociada es igual a 100 · .
c
x


El grado de disociación mide la proporción entre lo que reacciona de una
sustancia y la cantidad que se puso inicialmente de la misma.

33. 33
2 AB  A2 + B2
Inicial ci 0 0
Reacciona - 2 x x x
Equilibrio ci - 2 x x x
x = ci · 
 = grado de disociación

34. 34
Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de
PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles
son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el
grado de disociación?
a) Equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 2 1 0
Moles equil. 2– x 1 + x x
conc. eq(mol/l)(2– x)/5 (1 + x)/5 x/5
PCl3 · Cl2 (1+x)/5 ·x/5
Kc = —————— = —————— = 0,042
PCl5 (2– x)/5
De donde se deduce que x = 0,28 moles
PCl5 = (2– 0,28)/5 = 0,342 mol/l
PCl3 = (1+ 0,28)/5 = 0,256 mol/l
Cl2 = 0,28 /5 = 0,056 mol/l
b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28 moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de
PCl5 se disociarán 0,14. Por tanto,  = 0,14, lo que viene a decir que el
PCl5 se ha disociado en un 14 %.
14
,
0
2
28
,
0


35. 35
Relación entre Kc y .
• Sea una reacción A  B + C.
• Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio sólo existe
sustancia “A”, tendremos que:
• Equilibrio: A  B + C
• Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
• Reacciona x x x
• conc. eq(mol/l) c-x x x
• c(1– ) c · c ·
• B · C c · · c · c ·2
Kc = ———— = ————— = ———
A c · (1– ) (1– )
• En el caso de que la sustancia esté poco disociada (Kc muy
pequeña):  << 1 y
• Kc  c ·2
c
x

 c.  x

36. 36
Ejercicio: En el equilibrio siguiente (Kc = 0,042):
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) ¿cuál sería el grado de disociación y las
concentraciones en el equilibrio de las tres sustancias si pusiéramos
únicamente 2 moles de PCl5(g) en los 5 litros del matraz?
Equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
Conc. inic.: 2/5 0 0
conc. eq(mol/l) 0,4(1–) 0,4 · 0,4 ·
PCl3 · Cl2 0,4 ·2
Kc = —————— = ———— = 0,042
PCl5 (1–)
En este caso y dado el valor de la constante, bastante grande, no debe despreciarse 
frente a 1, por lo que deberíamos resolver el sistema :  = 0,276
PCl5 = 0,4 mol/l · (1– 0,276) = 0,29 mol/l
PCl3 = 0,4 mol/l · 0,276 = 0,11 mol/l
Cl2 = 0,4 mol/l · 0,276 = 0,11 mol/l
n(PCl5) = 0,29 mol/l · 5 l =
n(PCl3) = 0,11 mol/l · 5 l =
n(Cl2) = 0,11 mol/l · 5 l =
1,45 moles
0,55 moles
0,55 moles

37. 37
Ejercicio: A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3 (g) está disociado en un 95,7 % según la
reacción:2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular KC y KP a dicha temperatura.
2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g)
n inic. (mol) c 0 0
n equil. (mol) c(1–) c/2 3c/2
0,043 c 0,4785 c 1,4355 c
ntotal = 0,043 n + 0,4785 n + 1,4355 n = 1,957 n
La presión parcial depende de la fracción molar
n(NH3) 0,043 n
p(NH3) = ——— ·ptotal = ——— ·10 atm = 0,22 atm
ntotal 1,957 n
Análogamente:
p(N2) = (0,4785/1,957) ·10 atm = 2,445 atm
p(H2) = (1,4355 /1,957) ·10 atm = 7,335 atm.
p(H2)3 p(N2) (7,335 atm)3 · 2,445 atm
Kp = ————— = ——————————— =
p(NH3)2 (0,22 atm)2
KP = 1,99·104atm2
KP 1,99·104 atm2
KC= ——— = ————————————— = 5,66 M2
(RT)2 (0,082 atm·M–1 ·K–1)2 ·(723 K)2

38. 38
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
Si un sistema, inicialmente en equilibrio, se perturba al modificar alguna condición
experimental, se observa en él una evolución que le lleva de nuevo al equilibrio
El principio de Le Châtelier permite predecir el sentido de dicha evolución:
“Un sistema en equilibrio químico, sometido a una perturbación externa, reacciona en el
sentido necesario para que la causa perturbadora quede, en lo posible, contrarrestada”
Henry Louis Le Châtelier (1888)
Efecto de un catalizador
Un catalizador acelera por igual las reacciones directa e inversa; por tanto,
no afecta a la composición del sistema en equilibrio.
Su único efecto es hacer que el equilibrio se alcance antes, pero sin
modificar el valor de la constante de equilibrio
Este principio ha tenido una gran influencia en la industria química posterior, al guiar la
fabricación de productos químicos con el máximo rendimiento posible.
• Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación:
– Efecto de un catalizador.
– Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
– Cambio en la presión (o volumen)
– Cambio en la temperatura.
• El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.

39. 39
Adición o eliminación de un reactivo o producto.
Consideremos la reacción: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
Cuando se alcanza el equilibrio  
   eq
2
2
2
c
I
H
HI
K
Q












• Si se añade hidrógeno:
a) Aumenta [H2], mientras que [I2] y [HI] permanecen constante; Q disminuye
dejando de ser igual a Kc, rompiéndose el equilibrio químico.
c) El equilibrio se desplaza hacia la derecha: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
b) De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema reacciona en el sentido de
contrarrestar el aumento de la concentración de H2, consumiendo parte del H2
añadido, al reaccionar con el I2, produciendo más HI.
EFECTO DE LA
CONCENTRACIÓN

40. 40
Ejemplo: En el equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) ya sabemos que partiendo de 2 moles
de PCl5(g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl5,
0,55 moles de PCl3 y 0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si
una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl2 al matraz? (Kc = 0,042)
Equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 1,45 0,55 1,55
Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55– x
1,45 + x 0,55 – x 1,55– x
conc. eq(mol/l) ———— ———— ————
5 5 5
0,55 – x 1,55– x
———— · ———
5 5
Kc = ————————— = 0,042
1,45 + x
————
5
Resolviendo: x = 0,268
Equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
neq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268
conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564
El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar como:
0,0564 M · 0,2564 M
————————— = 0,042
0,3436 M

41. 41
Cambios de volumen
Mezcla en equilibrio Equilibrio roto Equilibrio final
En un equilibrio químico con reactivos y/o productos gaseosos, una variación en el
volumen (y por tanto en la presión) del sistema desplaza el equilibrio en el sentido
en que la variación de los moles gaseosos anule la variación de la presión.
Ejemplo: Consideremos el equilibrio entre gases PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)
a) Un efecto inmediato de una disminución de volumen del sistema es un aumento
de la presión del recipiente. Dicho aumento se contrarresta si parte del PCl3 se
combina con Cl2 dando PCl5, para reducir el número total de moles gaseosos y
con ello, la presión total.
b) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.

42. 42
• En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de moles
entre reactivos y productos como por ejemplo : A  B+ C
• Al aumentar “P” (o disminuir el volumen) aumenta la concentración el
equilibrio se desplaza hacia la izquierda que es donde menos moles hay.
• Este desplazamiento del equilibrio hacia donde menos moles haya al
aumentar la presión es válido y generalizable para cualquier equilibrio en
el que intervengan gases .
• Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario.
• Si el número de moles total de reactivos es igual al de productos (a+b
=c+d) se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de Kc, con
lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión).

43. 43
Cambios de temperatura.
En general, un aumento de temperatura desplaza un equilibrio en el sentido
en que la reacción es endotérmica, mientras que una disminución la desplaza
en el sentido en que es exotérmica.
Ejemplo: Se calienta una mezcla de N2O4 y NO2 en equilibrio:
N2O4 (g) + calor  2 NO2 (g) H = + 58,2 kJ
Según el principio de Le Châtelier, el sistema responde contrarrestando parcialmente el
aumento de temperatura. Esto se consigue si parte del N2O4 se disocia en NO2, pues en ese
sentido la reacción es endotérmica y absorbe algo del calor que se ha suministrado para
elevar la temperatura.
El resultado es un aumento de la concentración de NO2 a expensas del N2O4
• Se observa que, al aumentar T el sistema se desplaza hacia donde se
consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y
hacia la derecha en las endotérmicas.
• Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor
(derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).

44. 44
Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará
el equilibrio al: a) disminuir la presión?
b) aumentar la temperatura?
H2O(g) + C(s)  CO(g) + H2(g) (H > 0)
Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya
están incluidas en la Kc por ser constantes.
CO · H2
Kc = ——————
H2O
a) Al p el equilibrio  (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1
de H2 frente a 1 sólo de H2O)
b) Al T el equilibrio también se desplaza hacia  donde se
consume calor por ser la reacción endotérmica.

45. 45
Condición Perturbación Desplazamiento
Concentración
Agregar reactivo Hacia el producto
Quitar reactivo Hacia el reactivo
Agregar producto Hacia el reactivo
Quitar producto Hacia el producto
Presión
Disminuye Hacia más moles gaseosos
Aumenta Hacia menos moles gaseosos
Volumen
Disminuye (compresión) Hacia menos moles gaseosos
Aumenta (expansión) Hacia más moles gaseosos
Temperatura
Reacción endotérmica
Elevar Temperatura Hacia la derecha
Bajar Temperatura Hacia la izquierda
Reacción exotérmica
Elevar Temperatura Hacia la izquierda
Bajar Temperatura Hacia la derecha
Catalizador
Aumenta la velocidad No desplaza el equilibrio

46. 46
Variaciones en el equilibrio
•  [reactivos] > 0 
•  [reactivos] < 0 
•  [productos] > 0 
•  [productos] < 0 
•  T > 0 (exotérmicas) 
•  T > 0 (endotérmicas) 
•  T < 0 (exotérmicas) 
•  T < 0 (endotérmicas) 
•  p > 0 Hacia donde hay menos nº moles de gases
•  p < 0 Hacia donde hay más nº moles de gases