Este documento presenta 14 ejercicios sobre equilibrio químico. Los ejercicios cubren temas como: 1) Expresiones de las constantes de equilibrio KC y KP para diferentes reacciones. 2) Cálculo de constantes de equilibrio basado en datos experimentales de concentraciones o presiones de equilibrio. 3) Determinación de si un sistema está en equilibrio o no, y la dirección de desplazamiento si no lo está. 4) Cálculo de concentraciones o presiones de equilibrio para sistemas dados inicialmente

1. TEMA 6.- EQUILIBRIO QUÍMICO
EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO
1. Escribe las expresiones para KC y KP según sea el caso, para las siguientes
reacciones reversibles en equilibrio:
a) HF (ac) + H2O (l) <===> H3O+ (ac) + F- (ac)
b) 2 NO (g) + O2 (g) <===> 2 NO2 (g)
c) CH3COOH (ac) + C2H5OH (ac) <===> CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
a)
HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)
𝐾𝐶 =
[𝐻3 𝑂+] · [𝐹−]
[𝐻𝐹]
b)
2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
𝐾𝐶 =
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂] · [𝑂2]
𝐾 𝑃 =
𝑃(𝑁𝑂2)2
𝑃(𝑁𝑂)2 · 𝑃(𝑂2)
c)
CH3COOH (ac) + C2H5OH (ac) CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
𝐾𝐶 =
[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐶2 𝐻5]
[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻] · [𝐶2 𝐻5 𝑂𝐻]

2. 2. Se ha estudiado el siguiente proceso en equilibrio a 230 oC:
2 NO (g) + O2 (g) <===> 2 NO2 (g)
En un experimento se encontró que las concentraciones de equilibrio de las especies
reactivas son [NO] = 0,0542 M, [O2] = 0,127 M y [NO2] = 15,5 M. Calcula la constante
de equilibrio (KC) de la reacción a esta temperatura.
REACCIÓN: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
teq: 0,0542 M 0,127 M 15,5 M
𝑲 𝑪 =
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2 · [𝑂2]
=
(15,5)2
(0,0542)2 · 0,127
= 𝟔, 𝟒𝟒 · 𝟏𝟎 𝟓

3. 3. La constante de equilibrio KP obtenida para la descomposición del pentacloruro
de fósforo en tricloruro de fósforo y cloro molecular:
PCl5 (g) <===> PCl3 (g) + Cl2 (g)
es de 1,05 a 250 oC. Si las presiones parciales en el equilibrio de PCl5 y PCl3 son de
0,875 atm y 0,463 atm, respectivamente, ¿cuál es la presión parcial de equilibrio del
Cl2 a esta temperatura?
REACCIÓN: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) , KP = 1,05
teq: 0,875
atm
0,463
atm
P(Cl2) =
?
𝐾 𝑃 =
𝑃(𝑃𝐶𝑙3) · 𝑃(𝐶𝑙2)
𝑃(𝑃𝐶𝑙5)
1,05 =
0,463 · 𝑃(𝐶𝑙2)
0,875
; 𝑷(𝑪𝒍 𝟐) = 𝟏, 𝟗𝟖𝟒 𝒂𝒕𝒎

4. 4. El metanol (CH3OH) se elabora industrialmente mediante la reacción
CO (g) + 2 H2 (g) <===> CH3OH (g)
La constante de equilibrio (KC) para la reacción es de 10,5 a 220 oC. ¿Cuál es el valor
de KP a esta temperatura?
REACCIÓN: CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g) , KC = 10,5
𝑲 𝑷 = 𝐾𝐶 · (𝑅 · 𝑇)∆𝑛
= 10,5 · (0,082 · 493)−2
= 𝟔, 𝟒𝟐 · 𝟏𝟎−𝟑

5. 5. Escribe las expresiones de las constantes de equilibrio KC y KP que correspondan
a cada uno de los siguientes sistemas heterogéneos:
a) (NH4)2Se (s) <===> 2 NH3 (g) + H2Se (g)
b) AgCl (s) <===> Ag+ (ac) + Cl- (ac)
c) P4 (s) + 6 Cl2 (g) <===> 4 PCl3 (l)
a)
(NH4)2Se (s) 2 NH3 (g) + H2Se (g), KP = P(NH3)2 · P(H2Se)
b)
AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl- (ac), KC = [Ag+] · [Cl-]
c)
P4 (s) + 6 Cl2 (g) 4 PCl3 (l)
𝐾𝐶 =
1
[𝐶𝑙2]6
𝐾 𝑃 =
1
𝑃(𝐶𝑙2)6

6. 6. En el siguiente equilibrio heterogéneo
CaCO3 (s) <===> CaO (s) + CO2 (g)
La presión de CO2 es de 0,236 atm a 800 oC. Calcula: a) KP y b) KC para la reacción a
esta temperatura.
REACCIÓN: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
teq: 0,236 atm
𝑲 𝑷 =
𝑃(𝐶𝑂2)
1
= 𝟎, 𝟐𝟑𝟔
𝑲 𝑪 = 𝐾 𝑃 · (𝑅 · 𝑇)− ∆𝑛
= 0,236 · (0,082 · 1073)−1
= 𝟐, 𝟔𝟖 · 𝟏𝟎−𝟑

7. 7. Considera el siguiente equilibrio a 395 K:
NH4HS (s) <===> NH3 (g) + H2S (g)
La presión parcial de cada gas es de 0,265 atm. Calcula las magnitudes de KP y KC
para la reacción.
REACCIÓN: NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g)
teq: 0,265
atm
0,265
atm
𝑲 𝑷 = 𝑃(𝑁𝐻3) · 𝑃(𝐻2 𝑆) = 0,2652
= 𝟕, 𝟎𝟐 · 𝟏𝟎−𝟐
𝑲 𝑪 = 𝐾 𝑃 · (𝑅 · 𝑇)−∆𝑛
= 7,02 · 10−2
· (0,082 · 395)−2
= 𝟔, 𝟔𝟗 · 𝟏𝟎−𝟓

8. 8. Al principio de una reacción hay 0,249 moles de N2, 3,21·10-2 moles de H2 y
6,42·10-4 moles de NH3 en un matraz de 3,50 L a 375 oC. Si la constante de equilibrio
(KC) para la reacción
N2 (g) + 3 H2 (g) <===> 2 NH3 (g)
es de 1,2 a esta temperatura, determina si el sistema está en equilibrio. Si no es así,
predice la dirección de la reacción neta.
REACCIÓN: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) , KC (375 OC) = 1,2
0,249
mol
0,0321
mol
0,000642
mol
V = 3,50 L : 0,0711
M
0,00971
M
0,000183
M
𝑸 𝑪 =
[𝑁𝐻3]2
[𝑁2] · [𝐻2]3
=
(1,83 · 10−4
)2
0,0711 · (9,17 · 10−3)3
= 𝟎, 𝟔𝟏 < 𝑲 𝑪
La reacción NO está en equilibrio. Está desplazada hacia los REACTIVOS.

9. 9. La constante de equilibrio (KC) para la formación de cloruro de nitrosilo, un
compuesto de color amarillo naranja, a partir de óxido nítrico y cloro molecular
2 NO (g) + Cl2 (g) <===> 2 NOCl (g)
tiene un valor de 6,5·104 a 35 oC. En un experimento se mezclan 2,0·10-2 moles de
NO, 8,3·10-3 moles de Cl2 y 6,8 moles de NOCl en un matraz de 2,0 L. ¿En qué
dirección el sistema alcanzará el equilibrio?
REACCIÓN: 2 NO (g) + Cl2 (g) 2 NOCl (g) , KC (35 OC) =
6,5·10-4
0,020
mol
0,0083
mol
6,8 mol
V = 2,0 L : 0,010 M 0,00415
M
3,4 M
𝑸 𝑪 =
[𝑁𝑂𝐶𝑙]2
[𝑁𝑂]2 · [𝐶𝑙2]
=
3,42
(1,0 · 10−2)2 · 4,15 · 10−3
= 𝟐, 𝟕𝟗 · 𝟏𝟎 𝟕
≫ 𝑲 𝑪
Se alcanzará el equilibrio desplazando la reacción hacia los reactivos.

10. 10. Una mezcla de 0,500 moles de H2 y 0,500 moles de I2 se coloca en un recipiente
de acero inoxidable de 1,00 L a 430 oC. La constante de equilibrio KC para la reacción
H2 (g) + I2 (g) <===> 2 HI (g)
es de 54,3 a esta temperatura. Calcula las concentraciones de H2, I2 y HI en el
equilibrio.
REACCIÓN: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) , KC = 54,3
t = 0 0,5 M 0,5 M --
teq 0,5 - x 0,5 - x 2x
𝐾𝐶 =
[𝐻𝐼]2
[𝐻2] · [𝐼2]
54,3 =
(2𝑥)2
(0,5 − 𝑥) · (0,5 − 𝑥)
[H2]eq = 0,11 M ; [I2]eq = 0,11 M ; [HI]eq = 0,78 M

11. 11. Supón que las concentraciones iniciales de H2, I2 y HI son de 0,00623 M, 0,00414
M y 0,0224 M, respectivamente, para la misma reacción y temperatura descritas en
el ejercicio anterior. Calcula las concentraciones en el equilibrio de estas especies.
REACCIÓN: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) , KC = 54,3
t = 0 0,00623
M
0,00414
M
0,0224 M
𝑸 𝑪 =
[𝐻𝐼]2
[𝐻2] · [𝐼2]
=
(0,0224)2
0,00623 · 0,00414
= 𝟏𝟗, 𝟒𝟓 < 𝑲 𝑪
Reacción desplazada hacia los REACTIVOS.
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) , KC = 54,3
6,23·10-3 - x 4,14·10-3 - x 2,24·10-2 + 2x
54,3 =
(2,24 · 10−2
+ 2𝑥)2
(6,23 · 10−3 − 𝑥) · (4,14 · 10−3 − 𝑥)
[H2]eq = 4,66·10-3 M ; [I2]eq = 2,57·10-3 M ; [HI]eq = 2,554·10-2 M

12. 12. A 1280 oC la constante de equilibrio KC para la reacción
Br2 (g) <===> 2 Br (g)
es de 1,1·10-3. Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 6,3·10-2 M y [Br] = 1,2·10-2
M, calcula las concentraciones de estas especies en el equilibrio.
REACCIÓN: Br2 (g) 2 Br (g) , KC (1280 OC)
= 1,1·10-3
t = 0 0,063 M 1,2·10-2 M
teq 0,063 + x 1,2·10-2 – 2x
1,1 · 10−3
=
(1,2 · 10−2
− 2𝑥)2
(6,3 · 10−2 + 𝑥)
[Br2]eq = 6,48·10-2 M ; [Br]eq = 8,42·10-3 M

13. 13. Considera el siguiente proceso de equilibrio a 700 oC:
2 H2 (g) + S2 (g) <===> 2 H2S (g)
Un análisis muestra que hay 2,50 moles de H2, 1,35·10-5 moles de S2, y 8,70 moles de
H2S contenidos en un matraz de 12,0 L. Calcula la constante de equilibrio KC de la
reacción.
REACCIÓN: 2 H2 (g) + S2 (g) 2 H2S (g)
teq 2,50 mol 1,35·10-5
mol
8,70 mol
V = 12,0 L : 0,2083 M 1,125·10-6
M
0,725 M
𝑲 𝑪 =
[𝐻2 𝑆]2
[𝐻2]2 · [𝑆2]
=
0,7252
0,20832 · 1,125 · 10−6
= 𝟏, 𝟎𝟖 · 𝟏𝟎 𝟕

14. 14. En equilibrio, la presión de la mezcla de reacción
CaCO3 (s) <===> CaO (s) + CO2 (g)
es de 0,105 atm a 350 oC. Calcula KP y KC para esta reacción.
REACCIÓN: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
teq 0,105 atm
𝑲 𝑷 = 𝑃(𝐶𝑂2) = 𝟎, 𝟏𝟎𝟓
𝑲 𝑪 = 𝐾 𝑃 · (𝑅 · 𝑇)−∆𝑛
= 0,105 · (0,082 · 623)−1
= 𝟐, 𝟎𝟔 · 𝟏𝟎−𝟑

15. 15. El carbamato de amonio, NH4CO2NH2, se descompone según la reacción:
NH4CO2NH2 (s) <===> 2 NH3 (g) + CO2 (g)
Comenzando únicamente con el sólido, se encuentra que a 40 oC la presión total de
los gases (NH3 y CO2) es de 0,363 atm. Calcula la constante de equilibrio KP.
REACCIÓN: NH4CO2NH2 (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g)
teq 2 P(NH3) P(CO2)
𝑃𝑇 = 2 · 𝑃(𝑁𝐻3) + 𝑃(𝐶𝑂2) = 0,363 𝑎𝑡𝑚
𝑃(𝑁𝐻3) = 𝑃(𝐶𝑂2) ∶ 3 · 𝑝 = 0,363 𝑎𝑡𝑚 ; 𝒑 = 𝟎, 𝟏𝟐𝟏 𝒂𝒕𝒎
𝑲 𝑷 = 𝑃(𝑁𝐻3)2
· 𝑃(𝐶𝑂2) = (20,121)2
· 0,121 = 𝟕, 𝟎𝟗 · 𝟏𝟎−𝟑

16. 16. Se colocan 3,00·10-2 moles de fosgeno gaseoso puro (COCl2) en un recipiente de
1,50 L; éste se calienta a 800 K y se encuentra que la presión de CO en equilibrio es
de 0,497 atm. Calcula la constante de equilibrio KP de la reacción
CO (g) + Cl2 (g) <===> COCl2 (g)
REACCIÓN: CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)
t = 0 3,00·10-2 mol
V = 1,50 L : 0,02 M
teq x x 0,02 - x
0,497
atm
0,497 atm P - x
𝑝 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇
𝑝 · 1,50 = 3,00 · 10−2
· 0,082 · 800 ; 𝑷 = 𝟏, 𝟑𝟏𝟐 𝒂𝒕𝒎
𝑲 𝑷 =
𝑃(𝐶𝑂𝐶𝑙2)
𝑃(𝐶𝑂) · 𝑃(𝐶𝑙2)
=
0,815
0,497 · 0,497
= 𝟑, 𝟑

17. 17. En un reactor de 1,50 L de 400 oC inicialmente había 2,50 moles de NOCl. Una
vez que se alcanza el equilibrio, se encuentra que se disoció 28,0% de NOCl:
2 NOCl (g) <===> 2 NO (g) + Cl2 (g)
Calcula la constante de equilibrio KC de la reacción.
REACCIÓN: 2 NOCl (g) 2 NO (g) + Cl2 (g)
t = 0 2,50 mol
V = 1,50 L : 1,67 M
teq 1,67 · (1- 2) 2 · 1,67 ·  1,67 · 
si  = 0,28 0,7348 M 0,9352 M 0,4676 M
𝑲 𝑪 =
[𝑁𝑂]2
· [𝐶𝑙2]
[𝑁𝑂𝐶𝑙]2
=
0,93522
· 0,4676
0,73482
= 𝟎, 𝟕𝟓𝟕

18. 18. La disociación del yodo molecular en átomos de yodo se representa como
I2 (g) <===> 2 I (g)
A 1000 K, la constante de equilibrio KC para la reacción es de 3,80·10-5. Supón que
se inicia a 0,0456 moles de I2, en un matraz de 2,30 L a 1000 K. ¿Cuáles son las
concentraciones de los gases en el equilibrio?
REACCIÓN: I2 (g) 2 I (g) , KC = 3,80·10-5
t = 0 0,0456 mol --
V = 2,30 L : 0,01983 M --
teq 0,01983 - x 2 x
𝐾𝐶 =
[𝐼] 𝑒𝑞
2
[𝐼2] 𝑒𝑞
3,80 · 10−5
=
(2𝑥)2
0,01983 − 𝑥
[I2]eq = 1,94·10-2 M ; [I]eq = 8,58·10-4 M

19. 19. Considera el siguiente proceso en equilibrio a 686 oC:
CO2 (g) + H2 (g) <===> CO (g) + H2O (g)
Las concentraciones en el equilibrio de las especies reactivas son: [CO] = 0,050 M,
[H2] = 0,045 M, [CO2] = 0,086 M y [H2O] = 0,040 M.
a) Calcula KC para la reacción a 686 oC.
b) Si se añadiera CO2 para aumentar su concentración a 0,50 mol/L, ¿cuáles
serían las concentraciones de todos los gases una vez que se hubiera
restablecido el equilibrio?
a)
REACCIÓN: CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g)
teq 0,086 M 0,045 M 0,050 M 0,040 M
𝑲 𝑪 =
[𝐶𝑂] 𝑒𝑞 · [𝐻2 𝑂] 𝑒𝑞
[𝐶𝑂2] 𝑒𝑞 · [𝐻2] 𝑒𝑞
=
0,050 · 0,040
0,086 · 0,045
= 𝟎, 𝟓𝟏𝟕
b)
REACCIÓN: CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g)
t = 0 : 0,50 M 0,045 M 0,050 M 0,040 M
teq 0,50 - x 0,045 - x 0,050 + x 0,040 + x
0,517 =
(0,050 + 𝑥) · (0,040 + 𝑥)
(0,50 − 𝑥) · (0,045 − 𝑥)
[CO2]eq = 0,4752 M ; [H2]eq = 0,02016 M ;
[CO]eq = 0,07484 M ; [H2O]eq = 0,06484 M

20. FACTORES QUE ALTERAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
20. A 720 oC, la constante de equilibrio KC para la reacción
N2 (g) + 3 H2 (g) <===> 2 NH3 (g)
es de 2,37·10-3. En cierto experimento, las concentraciones de equilibrio son: [N2] =
0,683 M, [H2] = 8,80 M y [NH3] = 1,05 M. Supón que se añade cierta cantidad de NH3
a la mezcla de modo que su concentración aumenta a 3,65 M.
a) Utiliza el principio de Le Châtelier para predecir en qué dirección se
desplazará la reacción neta para alcanzar un nuevo equilibrio.
b) Confirma la predicción calculando el cociente de reacción QC y comparando
su valor con el de KC.
REACCIÓN: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) , KC =
2,37·10-3
t = 0 : 0,683 M 8,80 M 3,65 M
teq 0,683 + x 8,80 + 3x 3,65 – 2x
𝑸 𝑪 =
[𝑁𝐻3]2
[𝑁2] · [𝐻2]3
=
3,652
0,683 · 8,803
= 𝟐, 𝟖𝟔 · 𝟏𝟎−𝟐
≫ 𝑲 𝑪
El sistema se desplazará hacia los REACTIVOS.
𝐾𝐶 =
[𝑁𝐻3] 𝑒𝑞
2
[𝑁2] 𝑒𝑞 · [𝐻2] 𝑒𝑞
3
2,37 · 10−3
=
(3,65 − 2𝑥)2
(0,683 + 𝑥) · (8,80 + 3𝑥)3
[N2]eq = 1,683 M ; [H2]eq = 11,8 M ; [NH3]eq = 1,65 M

21. 21. A 430 oC, la constante de equilibrio (KP) para la reacción
2 NO (g) + O2 (g) <===> 2 NO2 (g)
es de 1,5·105. En un experimento, las presiones iniciales de NO, O2 y NO2 son de
2,1·10-3 atm, 1,1·10-2 atm y 0,14 atm, respectivamente. Calcula QP y predice en qué
dirección se desplazará la reacción neta para alcanzar el equilibrio.
REACCIÓN: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) , KP =
1,5·105
2,1·10-3
atm
1,1·10-2
atm
0,14 atm
𝑸 𝑷 =
𝑃(𝑁𝑂2)2
𝑃(𝑁𝑂)2 · 𝑃(𝑂2)
=
0,142
(2,1 · 10−3)2 · (1,1 · 10−2)
= 𝟒, 𝟎𝟒 · 𝟏𝟎 𝟓
> 𝑲 𝑷
La reacción se desplazará hacia los reactivos para alcanzar el equilibrio.