Tema 2.4 · Reacciones químicas · Química
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El método, en corto
Cada paso, explicado y con sus trampas, más abajo.
En el equilibrio químico, lo difícil no son los cálculos sino el razonamiento. Montar la tabla de moles iniciales, moles que reaccionan y moles en el equilibrio es mecánico. Lo delicado son cuatro decisiones previas: qué especies entran en la constante y cuáles no, cuántos moles de gas hay a cada lado, qué se puede cambiar sin que la constante se mueva y hacia dónde se desplaza el sistema cuando lo tocas. Esta página empieza por ahí, por los errores, en lugar de por la teoría.
Seis fallos. Los seis se cometen antes de hacer ninguna cuenta, y por eso no se detectan revisando los números.
En la expresión de la constante solo entran los gases y las especies en disolución. Un sólido puro o un líquido puro tienen concentración fija, así que su efecto ya está incluido en el valor de la constante y no se escriben. Es el error propio de los equilibrios heterogéneos.
En la relación entre las dos constantes, la variación de moles es la de los moles de gas de los productos menos los de los reactivos, y solo cuentan los gases. Los sólidos y los líquidos no suman. Cuando esa diferencia vale cero las dos constantes coinciden, que es una comprobación rápida para saber si lo has contado bien.
El catalizador acelera igual la reacción directa y la inversa, así que hace que el equilibrio se alcance antes pero no cambia ni la constante ni las cantidades finales. Responder que aumenta el rendimiento es un error, y cuesta el apartado entero cuando se pide razonado.
La constante solo depende de la temperatura. Si añades reactivo o comprimes el recipiente, el sistema se desplaza y las concentraciones cambian, pero al llegar al nuevo equilibrio la constante vale exactamente lo mismo. Cuando el enunciado dice que la constante ha cambiado, la única causa posible es que hayan cambiado la temperatura.
Si se añade un gas que no participa manteniendo el volumen constante, las concentraciones y las presiones parciales de las especies que sí participan no cambian, y el equilibrio se queda como estaba, aunque la presión total suba. La respuesta cambia si lo que se mantiene constante es la presión total, porque entonces el volumen aumenta. Conviene leer despacio qué se mantiene fijo.
Subir la temperatura desplaza el equilibrio en el sentido que absorbe calor. En una reacción exotérmica eso significa ir hacia los reactivos y que la constante disminuya; en una endotérmica, hacia los productos y que aumente. Por eso hay que fijarse en si la entalpía es positiva o negativa antes de responder.
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¿Sabes qué decide cada pregunta antes de ponerte a calcular? Qué entra en la constante, hacia dónde se desplaza el equilibrio al cambiar la presión o la temperatura, qué hace un catalizador y qué dice el cociente de reacción. Se contesta marcando.
Hacer el test de Equilibrio químico →La regla · 10 preguntas · 5 minutos
| Qué se calcula | Fórmula | Cuándo se usa |
|---|---|---|
| Constante en concentraciones | Kc = [C]c · [D]d / ([A]a · [B]b) | Siempre; solo gases y especies disueltas |
| Constante en presiones | Kp = Kc · (R · T)Δn | Cuando el enunciado da o pide presiones parciales |
| Variación de moles de gas | Δn = moles de gas productos − reactivos | Dentro de la fórmula anterior; los sólidos no cuentan |
| Cociente de reacción | Q, igual que Kc pero fuera del equilibrio | Para saber hacia dónde va a evolucionar el sistema |
| Sentido de evolución | Q < K avanza a productos; Q > K, a reactivos | Cuando dan concentraciones iniciales cualesquiera |
| Grado de disociación | α = moles disociados / moles iniciales | Cuando piden el porcentaje que ha reaccionado |
| Presión parcial | p = x · P total | Para repartir la presión total entre los gases de la mezcla |
| Solubilidad y producto de solubilidad | Ks = [catión]n · [anión]m | En los equilibrios de sales poco solubles |
La constante se da sin unidades. La R que se usa en la relación entre Kc y Kp es 0,082 atm·L/(mol·K) cuando las presiones están en atmósferas, y la temperatura va siempre en kelvin.
Porque la concentración de un sólido puro, o de un líquido puro, no cambia mientras quede algo de él: es su densidad dividida entre su masa molar, y no depende de cuánto haya. Por convenio su actividad vale 1, y por eso no se escribe en la constante. Un ejemplo es la descomposición de la caliza: CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g). Su constante es Kc = [CO2], y Kp = p(CO2): a una temperatura dada, la presión de dióxido de carbono en el equilibrio es la misma haya un gramo de caliza o un kilo. De ahí salen dos consecuencias. Añadir o quitar sólido no desplaza el equilibrio, mientras quede algo de cada sólido. Y al pasar de Kc a Kp solo cuenta el gas: Δn = 1 y Kp = Kc · R·T.
El cociente de reacción se calcula igual que la constante, con la misma expresión, pero metiendo las concentraciones que hay en ese momento, estén o no en equilibrio. Comparar ese número con la constante dice hacia dónde va a moverse el sistema sin necesidad de resolver nada: si el cociente es menor que la constante, faltan productos y la reacción avanza hacia la derecha; si es mayor, sobran productos y retrocede; y si son iguales, el sistema ya está en equilibrio y no se mueve. Cuando el enunciado da unas concentraciones iniciales cualesquiera y pregunta si el sistema está en equilibrio o hacia dónde evolucionará, esa pregunta se responde con una sola cuenta y sin montar la tabla.
Enunciado de la PAU de Madrid 2025, convocatoria ordinaria, pregunta 4B: «En un recipiente de 2,50 L se introducen 0,0200 mol de N2 y 0,0300 mol de H2. Se eleva la temperatura hasta 400 ºC, y la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) alcanza el equilibrio, obteniéndose ΔHr < 0 y una concentración de NH3 (g) de 0,00375 mol·L-1. a) Calcule las presiones parciales de cada sustancia en el equilibrio y la presión total. b) Obtenga Kp y Kc. c) Justifique si el rendimiento del proceso aumenta realizándolo a menor temperatura. d) Razone cómo varía la concentración de N2 cuando se añade al equilibrio un gas inerte como el Ar a volumen y temperatura constantes. Dato. R = 0,0820 atm·L·mol-1·K-1.»
Una columna por especie y tres filas. Moles iniciales: N2 0,0200; H2 0,0300; NH3 0. Moles que reaccionan: si reaccionan x mol de N2, por los coeficientes reaccionan 3x de H2 y se forman 2x de NH3. Moles en el equilibrio: N2 0,0200 − x; H2 0,0300 − 3x; NH3 2x.
La concentración es moles entre volumen: 2x / 2,50 L = 0,00375 mol/L. Despejando, 2x = 0,00375 · 2,50 = 0,009375 mol, y x = 0,0046875 mol.
N2: 0,0200 − 0,0046875 = 0,0153 mol. H2: 0,0300 − 3 · 0,0046875 = 0,0300 − 0,0140625 = 0,0159 mol. NH3: 2x = 0,00938 mol. Para las cuentas siguientes se guardan todas las cifras.
Con p = n·R·T / V y la temperatura en kelvin: T = 400 + 273 = 673 K. El factor R·T / V = 0,0820 · 673 / 2,50 = 22,07 atm/mol. p(N2) = 0,01531 · 22,07 = 0,338 atm; p(H2) = 0,01594 · 22,07 = 0,352 atm; p(NH3) = 0,009375 · 22,07 = 0,207 atm. Presión total = 0,338 + 0,352 + 0,207 = 0,897 atm.
Kp = p(NH3)2 / (p(N2) · p(H2)3) = 0,2072 / (0,338 · 0,3523) = 2,91. Conviene no redondear antes de elevar al cubo: si se redondean los moles antes, la presión del hidrógeno sale 0,351 atm y Kp sube a 2,93, que es lo que da la solución oficial.
Δn = moles de gas de los productos − moles de gas de los reactivos = 2 − (1 + 3) = −2. Como Kp = Kc · (R·T)Δn, Kc = Kp · (R·T)2 = 2,91 · (0,0820 · 673)2 = 2,91 · 55,192 = 8,86·103. Contar mal Δn, por ejemplo con +2, da un número que no tiene nada que ver.
La reacción es exotérmica (ΔH < 0). Al enfriar, el equilibrio se desplaza en el sentido que desprende calor, que es hacia el amoniaco: el rendimiento aumenta y la constante crece. Es el error de aplicar Le Chatelier sin mirar el signo de la entalpía. Otra cosa es la velocidad: a menor temperatura el equilibrio se alcanza más despacio.
Al meter argón sin cambiar el volumen ni la temperatura, los moles de N2, H2 y NH3 y el volumen siguen iguales, así que sus concentraciones y presiones parciales no cambian: el cociente de reacción sigue siendo igual a la constante y el equilibrio no se mueve, aunque la presión total suba. La concentración de N2 sigue en 0,0153125 / 2,50 = 0,006125 mol/L. Resultado: p(N2) = 0,338 atm, p(H2) = 0,352 atm, p(NH3) = 0,207 atm, presión total 0,897 atm, Kp = 2,91 y Kc = 8,86·103; enfriar aumenta el rendimiento y el argón no cambia la concentración de N2.
Cuando se alcanza el equilibrio las dos reacciones siguen ocurriendo, la directa y la inversa, pero a la misma velocidad. Por eso las concentraciones dejan de cambiar aunque las moléculas no dejen de reaccionar. Describirlo como que la reacción se detiene es incorrecto.
Una constante muy grande significa que en el equilibrio hay muchos más productos que reactivos, o sea que la reacción está muy desplazada a la derecha. Una constante muy pequeña, lo contrario. Lo que la constante no dice es lo rápido que se llega: eso es cinética, y son cosas independientes. Una reacción puede tener una constante enorme y tardar años.
Si se perturba un sistema en equilibrio, evoluciona en el sentido que contrarresta esa perturbación. Añadir un reactivo lo desplaza hacia los productos; comprimir el recipiente lo desplaza hacia el lado que tenga menos moles de gas; y calentarlo, hacia el lado que absorba calor. La utilidad del principio está en que permite razonar la respuesta sin calcular, que es exactamente lo que piden los enunciados que dicen razone.
No se desplaza. Al comprimir aumentan todas las concentraciones en la misma proporción, y si los exponentes de arriba y de abajo suman lo mismo, el cociente no cambia. Es el caso típico de la formación del yoduro de hidrógeno.
Sí: la constante de la reacción inversa es la inversa de la directa. Y si multiplicas todos los coeficientes por un número, la constante queda elevada a ese número. Son dos preguntas cortas que se responden en una línea.
Sí. Al diluir, un equilibrio en el que hay más moles de gas en los productos se desplaza hacia la disociación, así que el grado aumenta aunque la constante siga valiendo lo mismo. Confundir el grado de disociación con la constante es un error.
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