Reacciones en equilibrio

1. EQUILIBRIO
QUÍMICO
CRISTHIAN Y. HILASACA ZEA

2. Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos
a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad
de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden
reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor,
porque cada vez hay más.
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la
velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. Es decir, se llega
a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies
reaccionantes (reactivos y productos) permanecen constantes. Ese estado se conoce como
«equilibrio químico».
INTRODUCCIÓN

3. EQUILIBRIO QUÍMICO

4. La variación de energía que
tienen lugar en una reacción
química, nos permite predecir
si un proceso es o no
espontáneo.
Las consideraciones cinéticas,
sabemos cómo influir en la
velocidad de una reacción.
4
Las concentraciones de todas
las sustancias presentes en él.
Las condiciones favorecen el
desplazamiento hacia un lado u
otro del equilibrio.

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 de nuevo reactivos).
El equilibrio es un estado en que no hay
ningún cambio notable mientras transcurre el
tiempo .
Cuando las concentraciones
de cada una de las sustancias
que intervienen (reactivos o
productos) se estabiliza se
llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

6. A escala macroscópica:
Las concentraciones de todos los
reactivos y los productos de una
reacción permaneces estables con el
tiempo (equilibrio termodinámico)
A escala microscópica o molecular:
Las reacciones globales directa e inversa
se están produciendo constantemente y
en igual medida (equilibrio dinámico)

7. A medida que pasa el tiempo, el H2 y el I2 reaccionan hasta formar HI según
VD , por ser una reacción reversible el HI se transforma a H2 y I2 según VI.
Cuando VD = VI se dice que el sistema alcanza el equilibrio, por lo tanto las
propiedades macroscópicas como la temperatura, concentración, densidad,
presión, etc. permanecen constante.

8. Equilibrio químico se alcanza cuando:
Las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y
las concentraciones de los reactivos y productos permanecen
constantes
𝐻2𝑂(𝑙) ⇆ 𝐻2𝑂(𝑔)
𝑁2𝑂4(𝑔) ⇆ 2𝑁𝑂2(𝑔)
Equilibrio físico
Equilibrio químico

9. Al principio con NO2 Al principio con N2O4
Al principio con
NO2 & N2O4
𝑁2𝑂4(𝑔) ⇆ 2𝑁𝑂2(𝑔)

10. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
 A nivel macroscópico, el equilibrio es estático, debido a que las
propiedades (presión, temperatura, calor de reacción, etc.)
permanecen inalterables.
 A nivel molecular, el equilibrio es dinámico, debido a que la
velocidad directa (VD) e inversa (VI) son iguales.
 El equilibrio es espontaneo, es decir se da en un tiempo finito
sin la influencia de factores externos.
 El equilibrio conserva sus propiedades y la naturaleza de las
sustancias en cualquier sentido

11. Ley de acción demasas
La constante de equilibrio es una expresión que se le denomina
”ley de acción de masas” postulada en 1864. La cual expresa la
concentración de los productos y los reactivos en equilibrio de
cualquier reacción.
 Para determinar estas reacciones se
deben encontrar en estado gaseoso
o en estado acuoso.
 No funciona para líquidos o sólidos ya
que sus concentraciones son grandes
y no varían pasando a ser constantes.
Es una generalización de la expresión de la constante de equilibrio Kc.

12. Relación con el equilibrio químico
Equilibrio químico: Estado en el que las concentraciones de reactivos
y productos no cambia con el tiempo.
Ley de masas: Expresión matemática que gobierna las
concentraciones de las especies en equilibrio.

13. Aplicación de la ley de acción de masas
El producto de las concentraciones de los productos dividido por
el producto de las concentraciones de sus reactivos es su valor
siempre constante (mientras no varié la temperatura)
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇆ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 𝐾𝑐 =
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
La concentración molar o molaridad (M)
de una sustancia se calcula dividiendo el
número de moles de soluto entre el
volumen deseado de la solución,
expresados en litros (L)
𝑀 =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
=
𝑛
𝑉

14. Si en un ejercicio no proponen los moles iniciales en la
reacción, mas no los que se encuentran en equilibrio,
se deben de hacer mas cuentas.
Pero una taba nos podría ayudar bastante:
elemento/compuesto elemento/compuesto
moles iniciales
moles en equilibrio
y z
y - x z + x
¿Qué onda con la “x”
x = cantidad de moles que reaccionan
Los moles al equilibrio se
deben sacar por medio de los
coeficientes estequiométricos
y algo de lógica

15. En un recipiente de 4 litros a una cierta temperatura se introducen las cantidades de
HCl, O2 y Cl2 indicados en la tabla, estableciéndose el siguiente equilibrio:
EJEMPLO 01:
4𝐻𝐶𝑙 + 𝑂2 ⇆ 2𝐻2𝑂 + 2𝐶𝑙2
𝐻𝐶𝑙 𝑂2 𝐻2𝑂 𝐶𝑙2
moles iniciales
moles en equilibrio
0,16 0,08 0 0
0,06 ¿ ? ¿ ? ¿ ?
Base: moles de HCl que han reaccionado:
0,16 − 0,06 = 0,1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
 Ahora con la estequiometría:
Relación de la reacción
Relación de la reacción
𝐻𝐶𝑙 𝑂2
4 1
0,1 ¿ ?

16. moles iniciales – moles que reaccionan
4𝐻𝐶𝑙 + 𝑂2 ⇆ 2𝐻2𝑂 + 2𝐶𝑙2
𝐻𝐶𝑙 𝑂2 𝐻2𝑂 𝐶𝑙2
moles en equilibrio 0,06 0,055 0,05 0,05
Aplicamos la ley de acción de masas:
0,08 − 0,025 = 0,055
Para el O2
Y lo mismo para los demás …
𝐾𝑐 =
0,05
4
2
0,05
4
2
0,06
4
4
0,055
4
𝐾𝑐 = 35,1

17. Constante de equilibrio (Kc)
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
c a b
C D
K
A B



𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇆ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
En una reacción cualquiera:
La constante Kc tomará el valor:
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.

18. Expresar la constante de equilibrio para la siguiente reacción:
EJEMPLO 02:
𝐼2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) ⇆ 2𝐻𝐼(𝑔)
Solución:
𝐾𝑐 =
[𝐻𝐼]2
𝐻2 𝐼2
El valor de Kc dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción.
Es decir, 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.

19. Tengamos el equilibrio:
2SO2(g) + O2(g) ⇆ 2SO3(g)
Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones
iniciales de ambos reactivos (SO2 y O2). Se produce la reacción y una vez alcanzado el
equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos
observándose los siguientes datos:
Concentraciones iniciales
(mol/L)
Concentraciones en
equilibrio (mol/L)
[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc
Exp 1 0,20 0,20 — 0,030 0,155 0,170 279,2
Exp 2 0,15 0,40 — 0,014 0,332 0,135 280,7
Exp 3 — — 0,20 0,053 0,026 0,143 280,0
Exp 4 — — 0,70 0,132 0,066 0,568 280,5
Exp 5 0,15 0,40 0,25 0,037 0,343 0,363 280,6
EJEMPLO 03:

20. Solución:
Concentraciones iniciales
(mol/L)
Concentraciones en
equilibrio (mol/L)
[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc
Exp 1 0,20 0,20 — 0,030 0,155 0,170 279,2
Exp 2 0,15 0,40 — 0,014 0,332 0,135 280,7
Exp 3 — — 0,20 0,053 0,026 0,143 280,0
Exp 4 — — 0,70 0,132 0,066 0,568 280,5
Exp 5 0,15 0,40 0,25 0,037 0,343 0,363 280,6
2
3
2
2 2
[ ]
[ ] [ ]
C
SO
K
SO O


En la reacción anterior:
Kc se obtiene aplicando la expresión:
2SO2(g) + O2(g) ⇆ 2SO3(g)
y como se ve es prácticamente constante.

21. Escribir las expresiones de Kc para los siguientes equilibrios químicos:
EJEMPLO 04:
𝐵𝑟2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) ⇆ 𝐻𝐵𝑟(𝑔)
Solución:
𝑁𝑂(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) ⇆ 𝑁𝑂𝐶𝑙(𝑔)
2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇆ 𝑆𝑂3(𝑔)
𝑁2𝑂4(𝑔) ⇆ 𝑁𝑂2(𝑔)
𝑎)
𝑏)
𝑐)
𝑑)
𝐾𝑐 =
[𝐻𝐵𝑟]2
𝐻2 𝐵𝑟2
𝐵𝑟2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) ⇆ 2𝐻𝐵𝑟(𝑔)
𝐾𝑐 =
[𝑁𝑂𝐶𝑙]2
𝑁𝑂 2 𝐶𝑙2
2𝑁𝑂(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) ⇆ 2𝑁𝑂𝐶𝑙(𝑔)
2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇆ 2𝑆𝑂3(𝑔) 𝐾𝑐 =
[𝑆𝑂3]2
𝑆𝑂2
2 𝑂2
𝑁2𝑂4(𝑔) ⇆ 2𝑁𝑂2(𝑔) 𝐾𝑐 =
[𝑁𝑂2]2
𝑁2𝑂4

22. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP)
En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones
parciales que concentraciones, en este caso la constante de equilibrio la
designaremos por Kp.
Para el siguiente sistema general en fase gaseosa
Se define:
a A(g) + bB(g) ⇌ c C(g) + dD(g)
𝐾𝑃 =
𝑃𝐶
𝑐
× 𝑃𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎
× 𝑃𝐵
𝑏

23. RELACIÓN ENTRE KP Y KC
Para la reacción: a A(g) + bB(g) ⇌ c C(g) + dD(g)
por lo tanto:
donde: ∆n= (c+d) – (a+b)
R= 0,082 atm.L/mol.K
T= temperatura absoluta (K)
𝐾𝑃 =
𝑃𝐶
𝑐
× 𝑃𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎
× 𝑃𝐵
𝑏 =
𝐶 𝑐
× (𝑅. 𝑇)𝑐
× 𝐷 𝑑
× (𝑅. 𝑇)𝑑
𝐴 𝑎 × (𝑅. 𝑇)𝑎× 𝐵 𝑏 × (𝑅. 𝑇)𝑏
=
𝐶 𝑐
× 𝐷 𝑑
× (𝑅𝑇)𝑐
× (𝑅𝑇)𝑑
𝐴 𝑎 × 𝐵 𝑏 × (𝑅𝑇)𝑎× (𝑅𝑇)𝑏
= 𝐾𝑐. (𝑅𝑇)∆𝑛
𝐾𝑃 = 𝐾𝑐. (𝑅. 𝑇)∆𝑛
De la ecuación general de los gases: 𝑃𝑉 = 𝑛. 𝑅. 𝑇 𝑃 =
𝑛
𝑉
. 𝑅. 𝑇
𝑛
𝑉
= 𝐶
Pero: 𝑃 = 𝐶 .𝑅. 𝑇

24. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (PROPIEDADES)
 La constante de equilibrio “no tiene unidades”.
 La magnitud de KC es una medida de la extensión en la que tiene lugar la
reacción.
 Si KC >> 1: la mayoría de los reactivos se transforman en producto
 Si KC << 1: la mayoría de los reactivos permanecen sin reaccionar y
sólo se forman cantidades pequeñas de productos.
 El valor de KC:
 Sólo varia con la temperatura
 Es constante a una temperatura dada
 Es independiente de las concentraciones iniciales

25. TIPOS DE EQUILIBRIO
1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
CaCO3(s) + calor ⇌ CaO(s) + CO2(g)
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
Son aquellos sistemas donde los reactantes y productos se encuentran en una misma
fase o en un mismo estado físico
Ejemplo:
𝐾𝑐 =
[𝑁𝐻3]2
𝑁2 𝐻2
3
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
Son sistemas donde las sustancias se encuentran en más de una fase o más de un
estado físico.
Ejemplo:
𝐾𝑐 = 𝐶𝑂2

26. Cociente de reacción
Para una determinada reacción:
C
(A)a
(B)b
(C)c
(D)d
Q 
donde las concentraciones son las concentraciones
en cualquier instante de la reacción.
QC = K concentraciones de reactivos y productos
están en equilibrio
QC > K hay mayor concentración de productos, estos
tenderán a dar reactivos hasta llegar a la
nueva situación de equilibrio
QC < K hay mayor concentración de reactivos, y entonces
estos tenderán a dar productos hasta llegar a la nueva
situación de equilibrio
Se puede calcular el cociente de reacción QC
a A + b B ⇆ c C + d D

27. FACTORES QUE AFECTAN A LA POSICIÓN DEL EQUILIBRIO
Principio de Le Chatelier:
Si un sistema químico en equilibrio es perturbado por un cambio en la concentración,
presión o temperatura, el sistema se desplazara, si es posible, para contrarrestar
parcialmente el cambio y alcanzar de nuevo el equilibrio
Tipos de cambios a considerar:
 Cambios en la concentración.
 Cambios en la presión
 Cambios de temperatura.
 Introducción de catalizadores

28. 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)
Este principio ha tenido una gran influencia en la industria
química posterior, al guiar la fabricación de productos
químicos con el máximo rendimiento posible.

29. sus influencias se
predicen mediante
El principio de Le Chatelier
dice
Si en un sistema en equilibrio se modifican
algunos de los factores que influyen en el
mismo (temperatura, presión o
concentración), el sistema evoluciona de
forma que desplaza el equilibrio en el sentido
que tienda a contrarrestar dicha variación. El sistema siempre tiende a
restablecer el equilibrio.
en resumen
semejante al
Principio de acción y
reacción en Física.
son
La concentración, la presión y el
volumen y la temperatura.
FACTORES QUE AFECTAN A LA POSICIÓN DEL EQUILIBRIO

30. Concentración
al aumentar la
concentración de una
sustancia el sistema
Evoluciona en el
sentido de consumir
ese aumento.
y por tanto
Se desplaza en el
sentido adecuado.
al disminuir la
concentración
Sucede todo lo
contrario.
o sea el sistema
Evoluciona en el sentido
de producir MÁS cantidad
de esa sustancia.
Evoluciona en el sentido
de producir MENOS
cantidad de esa sustancia.
o sea el sistema

31. 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.

32. Cambios en la concentración
Un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se
desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya
dicha concentración de uno de los reactivos se compensara dicha falta hacia la
formación de reactivos.
Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace
hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya la
concentración de uno de los productos, el sistema reacciona desplazándose hacia los
productos.
Si introducimos cierta cantidad de N2 o H2 al reactor químico se aumentara las
concentraciones de N2 o H2 , la reacción de equilibrio se desplazará hacia la derecha (→)
para disminuir dichas concentraciones.
1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Ejemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio.

33. Presión y
volumen
su variación sólo
influye si
Hay especies gaseosas o
disueltas e n ≠ 0.
Si la presión aumenta o
disminuye el volumen
El sistema evoluciona hacia
donde haya menor número
de moles de sustancias
gaseosas.
para
Contrarrestar la
disminución de volumen.
Si la presión disminuye o
aumenta el volumen
El sistema evoluciona hacia
donde haya mayor número
de moles de sustancias
gaseosas.
para
Contrarrestar el aumento de
volumen.

34. 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.

35. Cambios de presión o volumen
La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en
estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y
productos. Si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de
moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen.
En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos
ocupen un volumen mayor que los reactivos
Si aumentamos la presión, el sistema contrarresta esta perturbación disminuyendo la
presión, desplazándose hacia el sentido que disminuya el número de moles, es decir,
hacia la derecha (→) para alcanzar luego un nuevo equilibrio.
Ejemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio.
2SO2(g) + 1O2(g) ⇌ 2SO3(g)
3 moles 2 moles

36. Variaciones de la presión y el volumen en el equilibrio:
2NO2 ⇄
Debemos tener en cuenta el color de cada gas

37. La temperatura
se opone a ese cambio
desplazándose
En el sentido de absorber
calor
o sea
Favoreciendo la reacción
ENDOTERMICA
se opone a ese cambio
desplazándose
En el sentido de desprender
calor
o sea
Favoreciendo la reacción
EXOTERMICA
al DISMINUIR la T°el sistema al AUMENTAR la T°, el sistema

38. 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).

39. Cambios en la temperatura
Se observa que, al aumentar temperatura 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 la temperatura el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor
(derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).
Si aumentamos la temperatura (calentando el reactor), la reacción se desplaza en el
sentido que consuma calor, de ese modo logra disminuir la temperatura, esto implica que
la reacción se desplaza hacia la izquierda (←) y luego se establecerá un nuevo equilibrio.
Ejemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio.
1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) + calor

40.  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 amoniaco
[N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)]
exotérmica, la formación de amoniaco 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.

41. Introducción de un catalizador
Un catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no desvía el equilibrio hacia los
productos ni hacia los reactivos.
Afecta igualmente a la energía de activación de la reacción directa y a la de la inversa y
por ello, lo único que hace es que el equilibrio se alcanza con mayor rapidez
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = KC) y se produce una perturbación:
 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.
Su único efecto es hacer que el equilibrio se alcance antes,
pero sin modificar el valor de la constante de equilibrio

42. VARIACIONES EN EL EQUILIBRIO
 [reactivos] ↑
 [reactivos] ↓
 [productos] ↑
 [productos] ↓
  T ↑ (exotérmicas)
  T ↑ (endotérmicas)
  T ↓ (exotérmicas)
  T ↓ (endotérmicas)








  p ↑ Hacia donde menos nº moles de gases
  p ↓ Hacia donde más nº moles de gases

43. El principio de Le Châtelier constituye un método de estudio cualitativo de las
modificaciones que sufre un equilibrio químico cuando se actúa
exteriormente sobre él.
Razonar qué sucederá cuando:
a. Se mueva hacia arriba el émbolo E
b. Se inyecte agua con la jeringuilla J manteniendo E fijo. (Téngase en
cuenta que NH3 es muy soluble al agua mientras que H2 y N2 lo son muy
poco)
c. Se haga pasar una corriente eléctrica por la resistencia R y se espere
unos minutos (E se mantiene fijo)
Imaginemos un sistema como el de la figura
en cuyo interior tenemos una mezcla
gaseosa ya en equilibrio:
N2 + 3H2  2 NH3 (H< 0 en el sentido  )

44. Sean dos sistemas químicos en equilibrio situados en dos vasijas
contiguas, independientes e iguales, separadas por un tabique T, a
volumen constante.
a. Si todas las sustancias son gaseosas, razonar si se producirá algún
desplazamiento de los equilibrios al duplicar exactamente las
concentraciones de todas las sustancias. En caso afirmativo, justifíquese
hacia donde.
b. Sean ahora C y F sustancias sólidas y, las restantes, gases. Contestar a las
mismas cuestiones que en (a) cuando se dupliquen aquellas
concentraciones que puedan ser duplicadas.
c. De nuevo todas las sustancias son gases. Se supone que ningún
compuesto del sistema I puede interaccionar con ninguno del II. Razonar si
se producirá algún desplazamiento en los equilibrios al eliminar el tabique
de separación, T, entre ambos sistemas.
A D B + C 2D D E + F
I II

45. 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.:
EJEMPLO 05:
Solución:
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑞𝑢í𝑚𝑖𝑐𝑎:
𝑎) 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇆ 2𝑁𝐻3(𝑔)
moles iniciales
moles en equilibrio
4 12 0
4 − 0,46 12 − 1,38 0,92
𝐸𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜
𝑏)
𝑁2(𝑔) 𝐻2(𝑔) 𝑁𝐻3(𝑔)
moles iniciales
moles en equilibrio
4 12 0
3,54 10,62 0,92
Concentraciones Equ. (mol/L) 𝟎, 𝟑𝟓𝟒 𝟏, 𝟎𝟔𝟐 𝟎, 𝟎𝟗𝟐
𝐾𝑐 =
𝑁𝐻3
2
𝐻2
3 𝑁2
𝐾𝑐 =
(0,092)2
1,062 3(0,354)
𝐾𝑐 = 1,996 × 10−2
10 10 10

46. En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el equilibrio:
PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g)
Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la
composición molar del equilibrio..
EJEMPLO 06:
Solución:
𝐶á𝑙𝑐𝑢𝑙𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠:
𝑎) 𝑃𝐶𝑙5(𝑔) ⇆ 𝑃𝐶𝑙3(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔)
𝐸𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜:
𝑏)
𝑃𝐶𝑙5(𝑔) 𝑃𝐶𝑙3(𝑔) 𝐶𝑙2(𝑔)
moles iniciales
moles en equilibrio
0,0144 0 0
0,0144 − 𝑥 𝑥 𝑥
Concentraciones Equ. (mol/L) 𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟒 𝟎, 𝟎𝟏𝟑 𝟎, 𝟎𝟏𝟑
𝐾𝑐 =
𝑃𝐶𝑙3 𝐶𝑙2
𝑃𝐶𝑙5
0,48 =
𝑥
0,25
×
𝑥
0,25
0,0144 − 𝑥
0,25
𝑥 = 0,0130
0,25 0,25 0,25
1 𝑚𝑜𝑙
3 𝑔
𝑥
𝑥 = 0,0144 𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑃𝐶𝑙5 = 208,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
208,5 𝑔

47. 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 · .
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇆ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐻3𝑂+
moles iniciales
moles en equilibrio
0,05 0 0
0,05(1 − 𝛼) 0,05𝛼 0,05𝛼
𝐾𝑎 =
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 𝐻3𝑂−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐾𝑐 =
0,05𝛼 . (0,05𝛼)
0,05(1 − 𝛼)
Como Kc es muy pequeña, esto nos indica que el ácido esta muy poco disociado, (1-), se puede aproximar a 1.
1,8 × 10−5
= 0,05. 𝛼2
𝛼2
= 0,02
𝐾𝑐 = 𝐶 . 𝛼2
Relación entre Kc y 

48. EJEMPLO 07: En un matraz de 5 litros de capacidad, se introducen 2 moles de PCl5(g) y
1 mol de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g)
Sabiendo que Kc (250 °C) = 0,042
a) ¿Cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?;
b) ¿Cuál es el grado de disociación?
Solución:
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑒𝑛 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜:
𝑎)
𝑃𝐶𝑙5(𝑔) 𝑃𝐶𝑙3(𝑔) 𝐶𝑙2(𝑔)
moles iniciales
moles en equilibrio
2 1 0
2− 𝑥 1 + 𝑥 𝑥
Concentraciones Equ. (mol/L)
𝐾𝑐 =
𝑃𝐶𝑙3 𝐶𝑙2
𝑃𝐶𝑙5
0,042 =
1 + 𝑥
5
𝑥
5
2 − 𝑥
5
𝑥 = 0,28
2− 𝑥 1 + 𝑥 𝑥
5
𝐺𝑟𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛:
𝑏)
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
Observamos que de 2 moles de PCl5, se disocian 0,28 moles en
PCl3 y Cl2. Notamos que de cada mol de PCl5 se disocian 0,14.
Por lo tanto:  = 0,14; lo que significa que el PCl5 se ha disociado
en un 14%
5 5

49. 1
1
1
EJEMPLO 08: Se tiene un recipiente de 1 litro en donde se introducen 2 moles de
pentacloruro de fósforo y se calienta hasta 450K, alcanzándose el siguiente equilibrio:
PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g)
En el equilibrio formado, el PCl5 se encuentra disociado en un 36%. Calcular el valor de Kc a
450 K
Solución:
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑒𝑛 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜:
𝑎)
𝑃𝐶𝑙5(𝑔) 𝑃𝐶𝑙3(𝑔) 𝐶𝑙2(𝑔)
moles iniciales
moles en equilibrio
2 0 0
2− 0,72 0 + 0,72 0 + 0,72
Concentraciones Equ. (mol/L)
𝐾𝑐 =
𝑃𝐶𝑙3 𝐶𝑙2
𝑃𝐶𝑙5
𝐾𝑐 =
0,72 0,72
1,28
𝐾𝑐 = 0,41
1,28 0,72 0,72
𝑃𝐶𝑙5 =
1,28
1
= 1,28 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑃𝐶𝑙3 =
0,72
1
= 0,72 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝐶𝑙2 =
0.72
1
= 0,72 𝑚𝑜𝑙/𝐿
moles que reaccionan 0,72 0 0
moles que se forman 0 0,72 0,72
PCl5 , se disocia en un 36% 2 ×
36
100
= 0,72 𝑚𝑜𝑙

50. Tipos de reacciones en los equilibrios
 Reacciones ácido – base
 Reacciones rédox
 Reacciones de precipitación
 Reacción de formación de complejos
Reacción ácido – base:
2𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻3𝑂+ + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
ácido ácido
base base
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 ⇆ 𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
base base
ácido ácido 𝐶𝑂3
2−
+ 𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻𝐶𝑂3
+
+ 𝑂𝐻−
𝑁𝑎2𝐶𝑂3:
𝐻3𝑂+
+ 𝑂𝐻−
⇆ 2𝐻2𝑂 formación de
formación del agua
𝐾𝑤 =
𝐻2𝑂 2
𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻−
1 × 10−14 (constante de formación del agua)
producto iónico del agua
2𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻3𝑂+
+ 𝑂𝐻− disociación de
formación del agua
𝐾𝑤 =
𝐻3𝑂+
𝑂𝐻−
𝐻2𝑂 2
1 × 10−14

51. Reacción rédox:
𝑆𝑟𝑆𝑂4 ⇆ 𝑆𝑟2+
+ 𝑆𝑂4
2−
no se
divide (para sustancias puras o sólidos)
ión metálico + ligandos
especie compleja
Kf constante de estabilidad
Aumento o disminución de los estados de oxidación
Reacción de precipitación: Cuando se forma un precipitado
→
𝐾𝑝𝑠 = 𝑆𝑟2+
𝑆𝑂4
2−
“No existe un precipitado que
sea 100% insoluble
Reacción de formación de complejos: Cuando se forma una especie compleja
el ión metálico satura su valencia secundaria
los ligandos cubren al ión metálico
Ki constante de inestabilidad

52. EFECTO DE LA MASA
Cuando existe una variación de reactantes o productos
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇆ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 𝑄 =
[𝐶]𝑐
[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
𝐾𝑐 =
[𝐶]𝑐
[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
𝑠𝑒 𝑑𝑎 𝑐𝑢𝑎𝑛𝑑𝑜 𝑣1 = 𝑣2
𝑛𝑜 𝑣𝑎𝑟í𝑎𝑛
𝑆𝑖:
𝑄 < 𝐾 → 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑎 𝑑𝑒𝑟𝑒𝑐ℎ𝑎 (→)
𝑄 = 𝐾 → 𝑠𝑒 ℎ𝑎 𝑙𝑙𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜 𝑎 𝑢𝑛 𝑒𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜
𝑄 > 𝐾 → 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑎 𝑖𝑧𝑞𝑢𝑖𝑒𝑟𝑑𝑎 (←)

53. EFECTO DE LOS ELECTROLITOS EN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
Cuando existe una variación de reactantes o productos
𝐵𝑎𝑆𝑂4 ⇆ 𝐵𝑎2+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
𝐾𝑁𝑂3
ELECTROLITO: Especie que al entrar en solución, produce iones
𝐷𝑖𝑠𝑚𝑖𝑛𝑢𝑦𝑒 𝑙𝑎 𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑
𝑑𝑒𝑙 𝑖ó𝑛 𝐵𝑎2+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
TEORÍA DE DEBYE HUCKEL: Solapamiento de iones en equilibrio por iones ajenos, también
se le conoce como efecto de contracción o efecto salino. Los
electrolitos pueden formar una nube de atracción electrostática
𝐴𝑙𝐶𝑙3 ⇆ 𝐴𝑙3+
+ 𝐶𝑙−
𝐶𝑜𝑚𝑜 𝑒𝑠 3+, 𝑎𝑡𝑟𝑎𝑝𝑎𝑛 𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑞𝑢𝑒 𝐾+
𝑎𝑙 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
Propiedades
coligativas de
una solución
- presión osmótica
- punto de fusión
- punto de ebullición

54. FUERZA IÓNICA
Es igual a la semisuma de la concentración de iones al cuadrado
𝑁𝑎2𝑆𝑂4 ⇆ 2𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
[𝑁𝑎+
] = 2 0,2 = 0,4 𝑀
𝐹𝑖 =
1
2
෍ . 𝑍1
2
+ . 𝑍2
2
+ . 𝑍3
2
…
EJEMPLO 09: ¿Cuál es la fuerza iónica de una solución de Na2SO4 0,2 M?
Solución:
[𝑆𝑂4
2−
] = 1 0,2 = 0,2 𝑀
[ ]𝑁𝑎2𝑆𝑂4
= 0,2 𝑀
𝐹𝑖 =
1
2
𝑁𝑎+ . 𝑍𝑁𝑎+
2
+ 𝑆𝑂4
2−
. 𝑍𝑆𝑂4
2−
2
𝐹𝑖 =
1
2
0,4 . (1)2
+ 0,2 . (2)2
𝐹𝑖 = 0,06 𝑀

55. 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 ⇆ 2𝐴𝑙(𝑎𝑐)
3+
+ 3𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
[𝐴𝑙3+] = 2 0,1 = 0,2 𝑀
EJEMPLO 10: ¿Cuál es la fuerza iónica de una solución de NaCl 0,1 M y Al2(SO4)3 0,1 M?
Solución:
[𝑆𝑂4
2−
] = 3 0,1 = 0,3 𝑀
[ ]𝑁𝑎𝐶𝑙= 0,1 𝑀
𝐹𝑖 =
1
2
0,1 . (1)2
+ 0,1 . (1)2
+ 0,2 . (3)2
+ 0,3 . (2)2
𝐹𝑖 = 1,6 𝑀
𝑁𝑎𝐶𝑙 ⇆ 𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑐)
−
[𝑁𝑎+] = 1(0,1) = 0,1 𝑀
[𝐶𝑙−
] = 1(0,1) = 0,1 𝑀
[ ]𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3
= 0,1 𝑀
𝐹𝑖 =
1
2
𝑁𝑎+
. 𝑍𝑁𝑎+
2
+ 𝐶𝑙−
. 𝑍𝐶𝑙−
2
+ 𝐴𝑙3+
. 𝑍𝐴𝑙3+
2
+ 𝑆𝑂4
2−
. 𝑍𝑆𝑂4
2−
2

56. [ ]𝑒𝑓𝑒𝑐𝑡𝑖𝑣𝑎= 𝐴𝑐𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑 < [ ]𝑟𝑒𝑎𝑙
𝐴𝑐𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑 = . 𝛾
A: actividad
 : coeficiente de actividad
Depende de la fuerza iónica
la fuerza iónica influye
en la actividad
Si el coeficiente de actividad () es igual a 1, entonces no hay perturbación de electrolitos.
El coeficiente de actividad depende de la fuerza iónica
𝐻2𝐶𝑂3 + 𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻3𝑂+
+ 𝐻𝐶𝑂3
−
10𝐾𝑂𝐻 → 10𝐾+
+ 10𝑂𝐻−
10𝑁𝐻4𝑂𝐻 → 2𝑁𝐻4
+
+ 1𝑂𝐻− ELECTROLITOS
La actividad de un ión depende de su coeficiente de actividad ()
𝐴 = 𝛾. 𝐹𝑖 =
1
2
෍ . 𝑍1
2
+ . 𝑍2
2
+ .𝑍3
2
…

57. Entre menor sea la concentración del electrolito,
las constantes basadas en concentración tienden
a su valor termodinámico
𝐾𝑎 =
𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
Ka = 1,75x10-5
Kps = 1x10-10
Kw = 1,10x10-14
A
B
C
10-6 10-4 10-2 10-1
CONSTANTE
DE
EQUILIBRIO
BASADA
EN
CONCENTRACIÓN
K
equ.
[
]
[ ]molar NaCl
𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻+ + 𝑂𝐻−
2𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻3𝑂+ + 𝑂𝐻−
𝐾𝑊 = 𝐻3𝑂+ 𝑂𝐻−
𝐵𝑎𝑆𝑂4 ⇆ 𝐵𝑎2+ + 𝑆𝑂4
2−
𝐾𝑃𝑆 = 𝐵𝑎2+ 𝑆𝑂4
2−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻3𝑂+
+ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN DE LOS ELECTROLITOS SOBRE LA
CONSTANTE DE EQUILIBRIO BASADAS EN CONCENTRACIÓN
A)
B)
C)

58. CONSTANTE DE EQUILIBRIO BASADAS EN CONCENTRACIÓN K’
Es la constante de equilibrio que se basa en las concentraciones molares de equilibrio y que dependen de la
fuerza iónica de la solución
CONSTANTE DE EQUILIBRIO TERMODINÁMICA
Es la constante de equilibrio expresada en términos de actividad de todos los reactivos y productos.
EFECTO DE LA FUERZA IÓNICA SOBRE EL EQUILIBRIO
El efecto de la fuerza iónica sobre un equilibrio depende de la carga de las especies que participan en el
equilibrio. POR EJEMPLO:
0,01 0,02 0,03
A
B
C
SOLUBILIDAD
𝐾𝑁𝑂3 ⇆ 𝐾 + 𝑁𝑂3
−
(electrolito)
𝐵𝑎𝑆𝑂4 ⇆ 𝐵𝑎2+
+ 𝑆𝑂4
2−
𝐴𝑔𝐶𝑙 ⇆ 𝐴𝑔+ + 𝐶𝑙−
𝐵𝑎(𝐼𝑂3)2 ⇆ 𝐵𝑎2+
+ 𝐼𝑂3
−




59. Fi : fuerza iónica
 : coeficiente de actividad
𝛾 ≅ 1
−𝑙𝑜𝑔𝛾 = 0,512. 𝑍2
. 𝜇
COEFICIENTE DE ACTIVIDAD
𝐹𝑖 = 0
𝑖ó𝑛 − 𝑖ó𝑛
𝑖ó𝑛−𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝛾 > 1
𝛾 < 1
𝛾 = 1
𝐹1 ≠ 0
𝐹𝑖 ≠ 0
𝐹𝑖 = 0
LEY LIMITANTE DE DEBYE HUCKEL
Si existe influencia del electrolito → A  [ ]
Si no existe influencia del electrolito → A = [ ]
𝜇 ∶ 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑖ó𝑛𝑖𝑐𝑎
0,512
Este valor se utiliza cuando se
trabaja en medio acuoso y
depende de la temperatura y de
la constante dieléctrica

60. Z : carga al cuadrado del ión
 : radio iónico
 : coeficiente de actividad
 : fuerza iónica
ECUACIÓN DE DEBYE HUCKEL
−𝑙𝑜𝑔𝛾 =
0,512. 𝑍2
. 𝜇
1 + 3,3. 𝛼. 𝜇
Expresión extendida
Cuando se trabaja a 25°C,
calculado en base a la constante
dieléctrica del solvente.
ECUACIÓN RESUMIDA
−𝑙𝑜𝑔𝛾 = 0,512. 𝑍2. 𝜇 Cuando la fuerza iónica es pequeña
COEFICIENTE DE ACTIVIDAD MEDIO
−𝑙𝑜𝑔𝛾 ±= 0,512. 𝑍𝑚. 𝑍𝑛. 𝜇
Cuando se calcula previamente el 
del anión y del catión
𝛾(𝑥+𝑧) = 𝛾𝐴
𝑥
. 𝛾𝐵
𝑧

61. EJEMPLO 11: Calcular el coeficiente de actividad para el carbonato de sodio 0,1 M
Solución:
[𝐶𝑂3
2−
] = 1 0,1 = 0,1 𝑀
𝐹𝑖 =
1
2
0,2 . (1)2+ 0,1 . (2)2
𝐹𝑖 = 0,3 𝑀
𝑁𝑎2𝐶𝑂3 ⇆ 2𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝐶𝑂3
2− [𝑁𝑎+
] = 2(0,1) = 0,2 𝑀
[ ]𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 0,1 𝑀
𝐹𝑖 =
1
2
𝑁𝑎+
. 𝑍𝑁𝑎+
2
+ 𝐶𝑂3
2−
. 𝑍𝐶𝑂3
2−
2
−𝑙𝑜𝑔𝛾 ±= 0,512. 𝑍𝑚. 𝑍𝑛. 𝜇
−𝑙𝑜𝑔𝛾±𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 0,512. (1). (2). 0,3
−𝑙𝑜𝑔𝛾±𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 0,5608 𝛾𝑁𝑎2𝐶𝑂3
= 3,63

62. Es una expresión que relaciona las concentraciones en equilibrio de varias especies
en una solución con la concentración analítica de los distintos solutos
BALANCE DE MASA
El balance de masa relaciona las concentraciones en equilibrio de los diferentes solutos
Entonces el balance de masa es:
𝑁𝑎𝐶𝑙 0,1 𝑀
0,1 𝑀 𝑁𝑎+
0,1 𝑀 𝐶𝑙−
𝑁𝑎𝐶𝑙 ⇆ 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙−
𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻+
+ 𝑂𝐻−
𝐵𝑀 → [𝑁𝑎+
] = [𝐶𝑙−
]

63. EJEMPLO 12: Hacer el balance de masa de una solución de sulfato de sodio
Solución:
[𝑆𝑂4
2−
] = ½ 𝑁𝑎+
𝑁𝑎2𝑆𝑂4 ⇆ 2𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
[𝑁𝑎+] = 2 [𝑆𝑂4
2−
]
𝐵𝑀
EJEMPLO 13: Hacer el balance de masa de una solución de sulfato de sodio 0,1 M
Solución:
[𝑆𝑂4
2−
] = 1 0,1 = 0,1 𝑀
𝑁𝑎2𝑆𝑂4 ⇆ 2𝑁𝑎(𝑎𝑐)
+
+ 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
2−
[𝑁𝑎+
] = 2 0,1 = 0,2 𝑀
𝐵𝑀
𝑆𝑂4
2−
+ 𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻𝑆𝑂4
−
+ 𝑂𝐻−
𝐻2𝑂 ⇆ 𝐻+
+ 𝑂𝐻−
[𝑆𝑂4
2−
] = 0,1 𝑀
[𝑆𝑂4
2−
] + 𝐻𝑆𝑂4
−
= 0,1 𝑀
BM, en el caso que no se conociera la
concentración de la solución

64. Es aquella en la cual la concentración de las cargas positivas de una disolución debe
ser igual a la concentración total de las cargas negativas.
BALANCE DE CARGA
moles / L (carga +) = moles / L (carga -)
[ ] [ ]
EJEMPLO 14: Hacer el balance de carga de una solución de CaCl2 0,2 M y Na2SO4 0,1 M
Solución:
𝐶𝑎𝐶𝑙2 ⇆ 𝐶𝑎2+
+ 𝐶𝑙−
2[𝐶𝑎2+
] + 1 𝑁𝑎+
+ 𝐻3𝑂+
= 1 𝐶𝑙−
+ 2 𝑆𝑂4
2−
+ [𝑂𝐻−
]
𝐵C
𝐶𝑙−
𝐶𝑎2+ 𝑁𝑎+
𝑆𝑂4
2−
𝑂𝐻− 𝐻3𝑂+
Reemplazando valores:
2 0,2 + 1(0,2) + 1 × 10−7 = 1(0,4) + 2(0,1) + 1 × 10−7
𝑁𝑎2𝑆𝑂4 ⇆ 2𝑁𝑎+
+ 𝑆𝑂4
2−
[𝐶𝑎2+
] = 0,2 𝑀 [𝐶𝑙−
] = 0,4 𝑀
[𝑁𝑎+
] = 0,2 𝑀 [𝑆𝑂4
2−
]=0,1 M
𝐶𝑎2+
𝐶𝑙−
𝑁𝑎+
𝑆𝑂4
2−
;
;
0 = 0

65. EJERCICIOS
PROPUESTOS

66. 𝐼2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) ⇆ 𝐻𝐼(𝑔)
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3(𝑠) ⇆ 𝑁𝑎2𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑔) + 𝐶𝑂2(𝑔)
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ⇆ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
EJERCICIO 02: Se tiene un recipiente de 5 L, en donde se introducen 1 mol de SO2 y 1 mol de O2; y se
calienta a 727°C, estableciéndose el siguiente equilibrio:
O2(g) + 2SO2(g) ⇆ 2SO3(g)
Si del equilibrio formado se encuentran 0,15 moles de SO2. Calcular:
a) Los gramos de trióxido de azufre formados
b) La constante Kc
EJERCICIO 03: Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco.
(Kc=1,996x10-2)
EJERCICIO 01: Escribir las expresiones de Kc para las siguientes reacciones en equilibrio:
EJERCICIO 04: Cuando reacciona hidrógeno gaseoso con iodo gaseoso en un recipiente cerrado y
calentamos a una determinada temperatura se establece el siguiente equilibrio:
𝐼2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) ⇆ 2𝐻𝐼(𝑔)
Una vez analizado éste, sabemos que hay 0,3 moles de ioduro de hidrógeno presentes en equilibrio con
0,8 moles de hidrógeno y 0,8 moles de iodo. Calcular la constante de equilibrio Kc a esa temperatura, si
el volumen del recipiente es de 0,5 litros.