> ## Documentation Index > Fetch the complete documentation index at: https://apuntes.simulab.es/llms.txt > Use this file to discover all available pages before exploring further. # Equilibrio químico: constante Kc y Kp, cociente de reacción y principio de Le Châtelier > El equilibrio químico explicado: equilibrio dinámico, ley de acción de masas, constantes Kc y Kp y su relación, cociente de reacción Q, cálculo de concentraciones en el equilibrio con tabla ICE, grado de disociación, principio de Le Châtelier, equilibrios heterogéneos y relación con ΔG, con ejemplos resueltos. 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. ## Lo que vas a aprender * Qué es un equilibrio dinámico. * La constante de equilibrio $K_c$ y $K_p$, y cómo se relacionan. * El cociente de reacción $Q$ 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 $K$ y $\Delta G$. ## Fundamentos teóricos ### Constante de equilibrio Para $a\,A + b\,B \rightleftharpoons c\,C + d\,D$, en el equilibrio (**ley de acción de masas**): $$ K_c = \frac{[C]^c\,[D]^d}{[A]^a\,[B]^b} $$ Con gases se puede usar la presión parcial de cada uno: $$ K_p = \frac{p_C^c\,p_D^d}{p_A^a\,p_B^b} \qquad K_p = K_c\,(RT)^{\Delta n} $$ $\Delta n$ es la variación de moles **de gas** (productos menos reactivos) y $R = 0{,}082$ atm·L/(mol·K). * $K$ **solo depende de la temperatura.** * $K \gg 1$: el equilibrio está desplazado hacia los productos. $K \ll 1$: hacia los reactivos. * Si se invierte la reacción, $K' = 1/K$. Si se multiplica por $n$, $K' = K^n$. ### Equilibrios heterogéneos Los **sólidos y líquidos puros no aparecen** en la expresión de $K$, porque su concentración es constante. Para $\text{CaCO}_3(s) \rightleftharpoons \text{CaO}(s) + \text{CO}_2(g)$: $K_p = p_{\text{CO}_2}$. ### Cociente de reacción $Q$ tiene la misma expresión que $K$ pero con las concentraciones **en un instante cualquiera**: | Comparación | Evolución | | - | - | | $Q < K$ | Hacia los productos (derecha) | | $Q = K$ | En equilibrio | | $Q > K$ | Hacia los reactivos (izquierda) | ### Tabla ICE Para calcular las concentraciones de equilibrio se organiza en tres filas: **I**nicial, **C**ambio y **E**quilibrio. El cambio se escribe con una incógnita $x$ multiplicada por los coeficientes. Se sustituye la fila E en $K$ y se resuelve. El **grado de disociación** $\alpha$ es la fracción de un reactivo que ha reaccionado: $\alpha = \frac{x}{c_0}$. ### Principio de Le Châtelier Si se perturba un sistema en equilibrio, este evoluciona en el sentido que **contrarresta** la perturbación. | Perturbación | Desplazamiento | | - | - | | Añadir un reactivo o retirar un producto | Hacia los productos | | Añadir un producto o retirar un reactivo | Hacia los reactivos | | Aumentar la presión (reducir el volumen) | Hacia donde hay **menos moles de gas** | | Disminuir la presión | Hacia donde hay más moles de gas | | Subir la temperatura | En el sentido **endotérmico** (y cambia $K$) | | Bajar la temperatura | En el sentido exotérmico | | Añadir un catalizador | **No se desplaza**: solo se llega antes | | Añadir un gas inerte a volumen constante | No se desplaza | Solo la temperatura cambia el valor de $K$; las demás perturbaciones cambian $Q$. ### Equilibrio y energía libre $$ \Delta G^\circ = -R\,T\ln K \qquad \Delta G = \Delta G^\circ + R\,T\ln Q $$ $\Delta G^\circ < 0$ equivale a $K > 1$. En el equilibrio, $\Delta G = 0$ y $Q = K$. Ver la [termoquímica](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/termoquimica.md). ## Ejemplos resueltos > [accordion] Ejemplo 1 · Calcular Kc > > En el equilibrio $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ a cierta temperatura hay $[\text{N}_2] = 0{,}50$ M, $[\text{H}_2] = 1{,}5$ M y $[\text{NH}_3] = 0{,}35$ M. > > $K_c = \frac{0{,}35^2}{0{,}50\cdot1{,}5^3} = \frac{0{,}1225}{1{,}6875} = 0{,}0726$. > [accordion] Ejemplo 2 · Tabla ICE > > $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$, $K_c = 50$ a 450 °C. Se parte de 1 mol de H₂ y 1 mol de I₂ en 1 L. > > | | H₂ | I₂ | HI | > | - | - | - | - | > | I | 1 | 1 | 0 | > | C | $-x$ | $-x$ | $+2x$ | > | E | $1 - x$ | $1 - x$ | $2x$ | > > $\frac{(2x)^2}{(1-x)^2} = 50 \Rightarrow \frac{2x}{1 - x} = 7{,}07 \Rightarrow x = 0{,}78$. > > En el equilibrio: 0,22 M de H₂ y de I₂, y 1,56 M de HI. Grado de reacción: 78 %. > [accordion] Ejemplo 3 · Relación Kp y Kc > > Para la síntesis del amoniaco, $\Delta n = 2 - 4 = -2$. A 500 K con $K_c = 0{,}0726$: > > $K_p = 0{,}0726\cdot(0{,}082\cdot500)^{-2} = 0{,}0726/1681 = 4{,}3\cdot10^{-5}$. > [accordion] Ejemplo 4 · ¿Hacia dónde evoluciona? > > Para el equilibrio del ejemplo 2 ($K_c = 50$), en un momento hay 0,5 M de H₂, 0,5 M de I₂ y 2 M de HI. > > $Q = \frac{4}{0{,}25} = 16 < 50$: avanza hacia la derecha, formando más HI. > [accordion] Ejemplo 5 · Le Châtelier en el proceso Haber > > $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$, $\Delta H = -92$ 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. ## 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 $K$** o desplaza el equilibrio. * **Creer que cambiar la presión cambia $K$.** Cambia $Q$; $K$ solo depende de $T$. * **Olvidar elevar a los coeficientes** en la expresión de $K$. ## Preguntas frecuentes > [accordion] ¿Por qué se dice que el equilibrio es dinámico? > > 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. > [accordion] ¿Qué relación tiene con el pH? > > Los ácidos débiles están en equilibrio con sus iones, con una constante $K_a$; el agua, con $K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 10^{-14}$ a 25 °C. Puedes calcularlo con la [calculadora de pH](https://apuntes.simulab.es/quimica/calculadoras/ph.md). ## Temas relacionados > [card] [Calculadora de pH](https://apuntes.simulab.es/quimica/calculadoras/ph.md) > > Equilibrios ácido-base. > [card] [Cinética química](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/cinetica-quimica.md) > > Lo rápido que se llega al equilibrio. > [card] [Gases ideales](https://apuntes.simulab.es/quimica/calculadoras/gases-ideales.md) > > Presiones parciales y PV = nRT. This documentation is built and hosted on [Mintlify](https://mintlify.com), a developer documentation platform.