Equilibrio químico: 8 ejercicios resueltos

El equilibrio químico es un concepto fundamental en química que describe el estado en el que las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en una reacción reversible. Estos ejercicios están diseñados para ayudarte a comprender cómo calcular la constante de equilibrio (Kc) a partir de concentraciones en equilibrio, utilizar el cuadro ICE y aplicar el principio de Le Chatelier.

Ejercicios resueltos

Ejercicio 1

Enunciado: Calcula la constante de equilibrio Kc para la reacción N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) a 500 K, dadas las concentraciones en equilibrio: [N2] = 0,2 M, [H2] = 0,6 M, [NH3] = 0,1 M.

Datos: [N2] = 0,2 M, [H2] = 0,6 M, [NH3] = 0,1 M.

Resolución paso a paso:

1. Escribe la expresión de la constante de equilibrio Kc: Kc = ([NH3]²)/([N2][H2]³)
2. Sustituye las concentraciones en la expresión de Kc: Kc = ((0,1)²)/((0,2)(0,6)³)
3. Calcula los valores: Kc = 0,01/(0,2 × 0,216) = 0,01/0,0432 ≈ 0,231

Solución: Kc = 0,231

Ejercicio 2

Enunciado: Para la reacción 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g), determina Kc si en equilibrio las concentraciones son [SO2] = 0,1 M, [O2] = 0,05 M, [SO3] = 0,2 M.

Datos: [SO2] = 0,1 M, [O2] = 0,05 M, [SO3] = 0,2 M.

Resolución paso a paso:

1. Escribe la expresión de Kc: Kc = ([SO3]²)/([SO2]²[O2])
2. Sustituye las concentraciones: Kc = ((0,2)²)/((0,1)²(0,05))
3. Calcula los valores: Kc = 0,04/(0,001 × 0,05) = 0,04/0,00005 = 800

Solución: Kc = 800

Ejercicio 3

Enunciado: La reacción CO(g) + Cl2(g) ⇌ COCl2(g) tiene una Kc de 5. Si las concentraciones iniciales son [CO] = 1 M y [Cl2] = 1 M, ¿cuál será la concentración de COCl2 en equilibrio?

Datos: Kc = 5, [CO] = 1 M, [Cl2] = 1 M.

Resolución paso a paso:

1. Define el cambio en las concentraciones usando un cuadro ICE:
   • Inicial: [CO] = 1, [Cl2] = 1, [COCl2] = 0
   • Cambio: [CO] = -x, [Cl2] = -x, [COCl2] = +x
   • Equilibrio: [CO] = 1-x, [Cl2] = 1-x, [COCl2] = x
2. Sustituye en la expresión de Kc: 5 = x/((1-x)(1-x))
3. Resuelve la ecuación cuadrática: 5 = x/(1 - 2x + x²) Multiplica ambos lados por el denominador: 5(1 - 2x + x²) = x 5 - 10x + 5x² = x 5x² - 11x + 5 = 0
4. Resuelve usando la fórmula cuadrática: x = (-b ± √(b² - 4ac))/2a x = (11 ± √(121 - 100))/10 x = (11 ± √21)/10 x ≈ 0,79 (solo la solución positiva es válida)

Solución: [COCl2] = 0,79 M

Ejercicio 4

Enunciado: Analiza cómo afectará un aumento de presión al equilibrio de la reacción N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g).

Datos: Reacción: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g).

Resolución paso a paso:

1. Según el principio de Le Chatelier, un aumento de presión favorece la formación del lado con menos moles de gas.
2. En esta reacción, hay 4 moles de gas en los reactivos y 2 moles en los productos.
3. Por lo tanto, un aumento de presión desplazará el equilibrio hacia la derecha, favoreciendo la formación de NH3.

Solución: El equilibrio se desplazará hacia la derecha, favoreciendo la formación de NH3.

Ejercicio 5

Enunciado: ¿Qué ocurrirá si se aumenta la concentración de H2 en la reacción N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)?

Datos: Reacción: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g).

Resolución paso a paso:

1. Según el principio de Le Chatelier, un aumento en la concentración de un reactivo desplazará el equilibrio hacia el lado de los productos.
2. Al aumentar [H2], el sistema intentará contrarrestar este cambio formando más NH3.

Solución: El equilibrio se desplazará hacia la derecha, aumentando la formación de NH3.

Ejercicio 6

Enunciado: Dada la reacción 2NO2(g) ⇌ N2O4(g), si Kc = 0,5 y las concentraciones iniciales son [NO2] = 0,4 M, ¿cuál será la concentración de N2O4 en equilibrio?

Datos: Kc = 0,5, [NO2] = 0,4 M.

Resolución paso a paso:

1. Define el cambio en las concentraciones usando un cuadro ICE:
   • Inicial: [NO2] = 0,4, [N2O4] = 0
   • Cambio: [NO2] = -2x, [N2O4] = +x
   • Equilibrio: [NO2] = 0,4-2x, [N2O4] = x
2. Sustituye en la expresión de Kc: 0,5 = x/((0,4-2x)²)
3. Resuelve la ecuación cuadrática: 0,5(0,16 - 1,6x + 4x²) = x 0,08 - 0,8x + 2x² = x 2x² - 1,8x + 0,08 = 0
4. Resuelve usando la fórmula cuadrática: x = (-b ± √(b² - 4ac))/2a x = (1,8 ± √(3,24 - 0,64))/4 x = (1,8 ± √2,6)/4 x ≈ 0,36 (solo la solución positiva es válida)

Solución: [N2O4] = 0,36 M

Ejercicio 7

Enunciado: Para la reacción H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g), ¿cómo afectará una disminución de temperatura al equilibrio si la reacción es exotérmica?

Datos: Reacción exotérmica.

Resolución paso a paso:

1. Según el principio de Le Chatelier, una disminución de temperatura favorece la reacción exotérmica.
2. En este caso, la reacción hacia la derecha (formación de HI) es exotérmica.
3. Por lo tanto, una disminución de temperatura desplazará el equilibrio hacia la derecha.

Solución: El equilibrio se desplazará hacia la derecha, favoreciendo la formación de HI.

Ejercicio 8

Enunciado: Calcula la constante de equilibrio Kc para la reacción PCl5(g) ⇌ PCl3(g) + Cl2(g) si en equilibrio las concentraciones son [PCl5] = 0,3 M, [PCl3] = 0,1 M, [Cl2] = 0,1 M.

Datos: [PCl5] = 0,3 M, [PCl3] = 0,1 M, [Cl2] = 0,1 M.

Resolución paso a paso:

1. Escribe la expresión de Kc: Kc = ([PCl3][Cl2])/[PCl5]
2. Sustituye las concentraciones: Kc = ((0,1)(0,1))/0,3
3. Calcula los valores: Kc = 0,01/0,3 ≈ 0,033

Solución: Kc = 0,033

Errores frecuentes

1. No equilibrar la ecuación química: Asegúrate de que la ecuación esté equilibrada antes de calcular Kc.
2. Confundir moles con concentración: Recuerda que Kc se calcula con concentraciones molares, no con moles.
3. Olvidar el principio de Le Chatelier: Considera siempre cómo los cambios de condiciones afectan al equilibrio.