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Muchas reacciones no llegan a completarse: los reactivos se transforman en productos, pero a la vez los productos vuelven a dar reactivos, hasta que las dos velocidades se igualan. Ese estado es el equilibrio químico. Las concentraciones dejan de cambiar, pero la reacción no se ha parado: sigue en las dos direcciones a la misma velocidad. Saber dónde está el equilibrio y cómo desplazarlo es clave en la industria, como en la síntesis del amoniaco que alimenta la producción mundial de fertilizantes.

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Lo que vas a aprender

  • Qué es un equilibrio dinámico.
  • La constante de equilibrio KcK_c y KpK_p, y cómo se relacionan.
  • El cociente de reacción QQ y hacia dónde evoluciona un sistema.
  • Cómo calcular las concentraciones en el equilibrio con una tabla ICE.
  • El principio de Le Châtelier.
  • La relación entre KK y ΔG\Delta G.

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Fundamentos teóricos

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Constante de equilibrio

Para a A+b B⇌c C+d Da\,A + b\,B \rightleftharpoons c\,C + d\,D, en el equilibrio (ley de acción de masas): Kc=[C]c [D]d[A]a [B]bK_c = \frac{[C]^c\,[D]^d}{[A]^a\,[B]^b} Con gases se puede usar la presión parcial de cada uno: Kp=pCc pDdpAa pBbKp=Kc (RT)ΔnK_p = \frac{p_C^c\,p_D^d}{p_A^a\,p_B^b} \qquad K_p = K_c\,(RT)^{\Delta n} Δn\Delta n es la variación de moles de gas (productos menos reactivos) y R=0,082R = 0{,}082 atm·L/(mol·K).
  • KK solo depende de la temperatura.
  • K≫1K \gg 1: el equilibrio está desplazado hacia los productos. K≪1K \ll 1: hacia los reactivos.
  • Si se invierte la reacción, K′=1/KK' = 1/K. Si se multiplica por nn, K′=KnK' = K^n.

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Equilibrios heterogéneos

Los sólidos y líquidos puros no aparecen en la expresión de KK, porque su concentración es constante. Para CaCO3(s)⇌CaO(s)+CO2(g)\text{CaCO}_3(s) \rightleftharpoons \text{CaO}(s) + \text{CO}_2(g): Kp=pCO2K_p = p_{\text{CO}_2}.

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Cociente de reacción

QQ tiene la misma expresión que KK pero con las concentraciones en un instante cualquiera:

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Tabla ICE

Para calcular las concentraciones de equilibrio se organiza en tres filas: Inicial, Cambio y Equilibrio. El cambio se escribe con una incógnita xx multiplicada por los coeficientes. Se sustituye la fila E en KK y se resuelve. El grado de disociación α\alpha es la fracción de un reactivo que ha reaccionado: α=xc0\alpha = \frac{x}{c_0}.

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Principio de Le Châtelier

Si se perturba un sistema en equilibrio, este evoluciona en el sentido que contrarresta la perturbación. Solo la temperatura cambia el valor de KK; las demás perturbaciones cambian QQ.

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Equilibrio y energía libre

ΔG∘=−R Tln⁡KΔG=ΔG∘+R Tln⁡Q\Delta G^\circ = -R\,T\ln K \qquad \Delta G = \Delta G^\circ + R\,T\ln Q ΔG∘<0\Delta G^\circ < 0 equivale a K>1K > 1. En el equilibrio, ΔG=0\Delta G = 0 y Q=KQ = K. Ver la termoquímica.

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Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 · Calcular Kc

En el equilibrio N2+3H2⇌2NH3\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3 a cierta temperatura hay [N2]=0,50[\text{N}_2] = 0{,}50 M, [H2]=1,5[\text{H}_2] = 1{,}5 M y [NH3]=0,35[\text{NH}_3] = 0{,}35 M.Kc=0,3520,50⋅1,53=0,12251,6875=0,0726K_c = \frac{0{,}35^2}{0{,}50\cdot1{,}5^3} = \frac{0{,}1225}{1{,}6875} = 0{,}0726.
H2+I2⇌2HI\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}, Kc=50K_c = 50 a 450 °C. Se parte de 1 mol de H₂ y 1 mol de I₂ en 1 L.(2x)2(1−x)2=50⇒2x1−x=7,07⇒x=0,78\frac{(2x)^2}{(1-x)^2} = 50 \Rightarrow \frac{2x}{1 - x} = 7{,}07 \Rightarrow x = 0{,}78.En el equilibrio: 0,22 M de H₂ y de I₂, y 1,56 M de HI. Grado de reacción: 78 %.
Para la síntesis del amoniaco, Δn=2−4=−2\Delta n = 2 - 4 = -2. A 500 K con Kc=0,0726K_c = 0{,}0726:Kp=0,0726⋅(0,082⋅500)−2=0,0726/1681=4,3⋅10−5K_p = 0{,}0726\cdot(0{,}082\cdot500)^{-2} = 0{,}0726/1681 = 4{,}3\cdot10^{-5}.
Para el equilibrio del ejemplo 2 (Kc=50K_c = 50), en un momento hay 0,5 M de H₂, 0,5 M de I₂ y 2 M de HI.Q=40,25=16<50Q = \frac{4}{0{,}25} = 16 < 50: avanza hacia la derecha, formando más HI.
N2+3H2⇌2NH3\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3, ΔH=−92\Delta H = -92 kJ.
  • Presión alta (unos 200 atm): favorece el lado con menos moles de gas, el amoniaco.
  • Temperatura baja favorecería el amoniaco (exotérmica), pero la reacción sería lentísima: se trabaja a unos 450 °C como compromiso, con un catalizador de hierro.
  • Se retira el amoniaco licuándolo, para que el equilibrio siga desplazándose.

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Errores frecuentes

  • Incluir sólidos o líquidos puros en la constante.
  • Usar moles en lugar de concentraciones cuando el volumen no es 1 L.
  • Pensar que un catalizador cambia KK o desplaza el equilibrio.
  • Creer que cambiar la presión cambia KK. Cambia QQ; KK solo depende de TT.
  • Olvidar elevar a los coeficientes en la expresión de KK.

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Preguntas frecuentes

Porque a nivel molecular la reacción sigue ocurriendo en los dos sentidos. Con isótopos marcados se comprueba: si se añade HI con yodo radiactivo a un equilibrio, al rato aparece yodo radiactivo también en el I₂.
Los ácidos débiles están en equilibrio con sus iones, con una constante KaK_a; el agua, con Kw=[H+][OH−]=10−14K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 10^{-14} a 25 °C. Puedes calcularlo con la calculadora de pH.

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Temas relacionados

Calculadora de pH

Equilibrios ácido-base.

Cinética química

Lo rápido que se llega al equilibrio.

Gases ideales

Presiones parciales y PV = nRT.
Última modificación el 12 de octubre de 2026