Apuntes · QuímicaES · Selectividad

Equilibrio químico

Muchas reacciones químicas no son completas, sino reversibles: al cabo de un tiempo alcanzan un estado de equilibrio dinámico en el que las concentraciones de reactivos y productos dejan de variar. Este tema, del Bloque B del currículo de Química de 2.º de Bachillerato (LOMLOE), desarrolla la ley de acción de masas, las constantes Kc y Kp y su relación, los equilibrios de solubilidad (Ks) y la predicción de la evolución de un sistema mediante el cociente de reacción Q y el principio de Le Châtelier, con sus aplicaciones industriales. Es un contenido plenamente evaluable en la fase de acceso de la Selectividad/PAU.

5 secciones~21 min de lectura3 competenciasNivel Básico 1 · Estándar 3 · Profundización 1Revisado · 07/2026

T·0666 / 11

Perfil de examen

CE.1 · Comprender, describir y aplicar los fundamentos de los procesos químicos atendiendo a su base experimental: interpretar el equilibrio como un proceso dinámico reversible.CE.2 · Adoptar los modelos y leyes de la química (ley de acción de masas, constantes de equilibrio) como base para el estudio cuantitativo de los sistemas materiales.CE.5 · Aplicar técnicas de trabajo propias de las ciencias experimentales y el razonamiento lógico-matemático en la resolución de problemas de equilibrio (tablas ICE, Kc/Kp, Ks, Q).

Operadores:explicacalculajustificainterpretarazonarelacionaanalizapredicedemuestra

nivel básico

Toda la materia de Química de 2.º de Bachillerato es de modalidad: debes dominar el equilibrio dinámico, escribir y manejar Kc, Kp y Ks, aplicar Le Châtelier cualitativamente y resolver problemas sencillos con tablas ICE.

nivel avanzado

Profundiza en los cálculos cuantitativos: relación Kc–Kp con cambios de Δn, grados de disociación, efecto del ion común sobre la solubilidad y predicción rigurosa con el cociente Q frente a K en problemas combinados.

Profundidad

Texto

Contenido · 5 secciones

Equilibrio químico

Reversibilidad y equilibrio dinámico: la ley de acción de masas#

BásicoBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · La reversibilidad de las reacciones y el equilibrio como proceso dinámico; la ley de acción de masas

Hasta ahora hemos tratado las reacciones como procesos completos, en los que los reactivos se transforman íntegramente en productos. Sin embargo, muchísimas reacciones son reversibles: los productos pueden volver a recombinarse para regenerar los reactivos. Se representan con una doble flecha, como en la síntesis del yoduro de hidrógeno H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g). Cuando una reacción reversible transcurre en un recipiente cerrado, llega un momento en que las concentraciones de todas las especies dejan de cambiar: se ha alcanzado el equilibrio químico.

El equilibrio químico es DINÁMICO, no estático. Que las concentraciones permanezcan constantes no significa que la reacción se haya detenido, sino que la reacción directa y la inversa transcurren a la MISMA velocidad: por cada molécula de producto que se forma, otra se descompone para regenerar reactivos. Macroscópicamente nada cambia, pero a escala molecular el trasiego no cesa. La Fig. 1 muestra cómo, partiendo solo de reactivos, sus concentraciones descienden y las de los productos crecen hasta que ambas se estabilizan en sus valores de equilibrio.

Evolución de las concentraciones hasta el equilibrio

La ley de acción de masas (Guldberg y Waage, 1864) cuantifica este estado. Para un equilibrio genérico a A + b B ⇌ c C + d D, el cociente de las concentraciones de equilibrio de los productos elevadas a sus coeficientes estequiométricos, dividido entre el de los reactivos, es una constante a una temperatura dada: la constante de equilibrio Kc. Su valor solo depende de la temperatura, no de las concentraciones iniciales: por más que cambiemos las cantidades de partida, el sistema evoluciona hasta que el cociente alcanza ese mismo Kc.

El valor numérico de Kc informa de la EXTENSIÓN de la reacción. Si Kc es muy grande (≫ 1), en el equilibrio predominan los productos y la reacción está «muy desplazada a la derecha»; si Kc es muy pequeña (≪ 1), apenas se forman productos y predominan los reactivos. Un Kc del orden de la unidad indica cantidades comparables de unos y otros. Conviene insistir en que Kc NO informa de la velocidad a la que se alcanza el equilibrio (eso es cinética): una reacción puede tener un Kc enorme y ser, no obstante, lentísima.

a\,A + b\,B \rightleftharpoons c\,C + d\,D

Equilibrio genérico

Reacción reversible escrita con la doble flecha; a, b, c, d son los coeficientes estequiométricos.

K_c = \dfrac{[C]^{c}\,[D]^{d}}{[A]^{a}\,[B]^{b}}

Ley de acción de masas (Kc)

Cociente de las concentraciones molares de equilibrio; productos en el numerador y reactivos en el denominador, cada uno elevado a su coeficiente. Solo depende de la temperatura.

Ejemplo resuelto

Cálculo de Kc a partir de concentraciones de equilibrio

En un recipiente cerrado se establece el equilibrio H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g). En el equilibrio, a cierta temperatura, las concentraciones son [H₂] = 0,20 mol·L⁻¹, [I₂] = 0,20 mol·L⁻¹ y [HI] = 1,60 mol·L⁻¹. Calcula Kc.

Escribir la expresión de Kc
El HI es el único producto y lleva coeficiente 2; H₂ e I₂ son reactivos con coeficiente 1.
Sustituir las concentraciones de equilibrio
Se introducen los valores dados.
Operar
El numerador vale 2,56 y el denominador 0,04.

Resultado: Kc = 64 (adimensional, pues Δn = 0). Al ser Kc ≫ 1, el equilibrio está desplazado hacia los productos: predomina el HI.

Errores frecuentes

Creer que en el equilibrio «se detiene» la reacción o que las concentraciones de reactivos y productos son iguales (lo que se iguala son las velocidades, no las concentraciones).
Olvidar elevar las concentraciones a sus coeficientes estequiométricos al escribir Kc, o invertir el cociente (poner reactivos arriba).

Repaso activo

Para el equilibrio en fase gaseosa 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g), escribe la expresión de Kc. A continuación, sabiendo que en el equilibrio [SO₂] = 0,20 mol·L⁻¹, [O₂] = 0,10 mol·L⁻¹ y [SO₃] = 0,80 mol·L⁻¹, calcula Kc e interpreta si el equilibrio está desplazado hacia reactivos o hacia productos.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Constantes Kc y Kp y su relación; equilibrios homogéneos y heterogéneos#

EstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · La constante de equilibrio en distintos estados físicos; la relación entre Kc y Kp

Cuando todas las especies que intervienen en el equilibrio se hallan en la misma fase, hablamos de equilibrio HOMOGÉNEO (por ejemplo, todos los participantes en estado gaseoso o todos en disolución). Si coexisten varias fases, el equilibrio es HETEROGÉNEO (por ejemplo, un sólido en contacto con un gas). Esta distinción es crucial al escribir la constante, porque solo se incluyen las especies cuya concentración puede variar.

En los equilibrios en fase gaseosa, además de Kc (en función de concentraciones), se define Kp (en función de presiones parciales). Para a A(g) + b B(g) ⇌ c C(g) + d D(g), Kp es el cociente de las presiones parciales de productos y reactivos elevadas a sus coeficientes. La Fig. 2 resume cómo se construyen Kc y Kp a partir del mismo equilibrio. Ambas son constantes a una temperatura dada.

De Kc a Kp: el mismo equilibrio, dos constantes

Kc y Kp se relacionan a través de la ecuación de los gases ideales (p·V = n·R·T, de donde p = (n/V)·R·T = concentración·R·T). Sustituyendo cada presión parcial por su concentración por R·T se llega a Kp = Kc·(R·T)^Δn, donde Δn es la variación del número de moles GASEOSOS (moles de productos gaseosos menos moles de reactivos gaseosos). Cuando Δn = 0, Kp = Kc; cuando Δn ≠ 0, difieren. La temperatura debe expresarse en kelvin y R en las unidades coherentes (0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹ si las presiones van en atm).

En los equilibrios HETEROGÉNEOS, las concentraciones de los sólidos puros y de los líquidos puros NO aparecen en la expresión de la constante. La razón es que su «concentración» (densidad/masa molar) es constante mientras quede sustancia, de modo que se engloba en el valor de K. Por ejemplo, en la descomposición del carbonato de calcio CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), tanto Kc como Kp dependen únicamente del CO₂: Kc = [CO₂] y Kp = p(CO₂). Tampoco se incluye el disolvente en disoluciones diluidas.

K_p = \dfrac{p_C^{\,c}\,p_D^{\,d}}{p_A^{\,a}\,p_B^{\,b}}

Constante en presiones (Kp)

Cociente de presiones parciales de equilibrio de los gases, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico.

K_p = K_c\,(R\,T)^{\Delta n}

Relación Kc–Kp

Δn = (moles de gas en productos) − (moles de gas en reactivos). T en kelvin; R en unidades coherentes con las presiones. Si Δn = 0, entonces Kp = Kc.

\Delta n = \sum n_{\text{gas, productos}} - \sum n_{\text{gas, reactivos}}

Variación de moles gaseosos

Solo se cuentan las especies en estado gaseoso; sólidos y líquidos no intervienen en Δn.

Ejemplo resuelto

Cálculo de Kp a partir de Kc

Para el equilibrio 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g) a 1000 K, la constante Kc vale 2,80·10² (mol·L⁻¹)⁻¹. Calcula Kp. (R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹.)

Calcular Δn (solo gases)
Productos gaseosos: 2 mol de SO₃. Reactivos gaseosos: 2 mol de SO₂ + 1 mol de O₂ = 3 mol.
Plantear la relación Kp–Kc
Se sustituye Δn = −1, con T = 1000 K y R = 0,082.
Operar el factor (RT)
R·T = 0,082 · 1000 = 82; elevado a −1 es 1/82.
Resultado numérico
Se divide 280 entre 82.

Resultado: Kp ≈ 3,41 atm⁻¹. Como Δn = −1, Kp resulta menor que Kc; las unidades de Kp son atm^(Δn) = atm⁻¹.

Errores frecuentes

Incluir los sólidos o líquidos puros en la expresión de Kc/Kp de un equilibrio heterogéneo.
Equivocar Δn contando todos los moles en lugar de solo los gaseosos, o usar T en grados Celsius en vez de kelvin al aplicar Kp = Kc·(R·T)^Δn.

Repaso activo

Para el equilibrio N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) a 400 °C (673 K), Kc = 1,5·10⁻⁵ (mol·L⁻¹)⁻². Calcula Δn y, a partir de él, el valor de Kp. Indica las unidades. (Usa R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹.)

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Equilibrios de solubilidad: el producto de solubilidad (Ks) y el efecto del ion común#

EstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · La solubilidad y el producto de solubilidad (Ks)

Un caso particularmente importante de equilibrio heterogéneo es la disolución de una sal poco soluble. Cuando se añade un sólido iónico como el cloruro de plata, AgCl, a agua, una pequeñísima parte se disuelve hasta que la disolución se satura: se establece el equilibrio AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) entre el sólido sin disolver y sus iones en disolución. La Fig. 3 ilustra esta disolución saturada en contacto con el precipitado.

Disolución saturada en equilibrio con el precipitado

La constante de este equilibrio es el producto de solubilidad, Ks (o Kps): el producto de las concentraciones molares de los iones en la disolución saturada, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico. Como el sólido es una fase pura, NO figura en la expresión. Para AgCl, Ks = [Ag⁺]·[Cl⁻]; para una sal de fórmula AₘBₙ, Ks = [Aⁿ⁺]^m·[Bᵐ⁻]^n. Ks solo depende de la temperatura.

La solubilidad molar, s, es la cantidad de sal (en mol) que se disuelve por litro de disolución hasta saturarla. Existe una relación directa entre s y Ks que depende de la estequiometría: para AgCl (1:1), Ks = s²; para una sal del tipo AB₂ (como el fluoruro de calcio, CaF₂ ⇌ Ca²⁺ + 2 F⁻), Ks = (s)·(2s)² = 4s³. Conociendo Ks se calcula s y, multiplicando por la masa molar, la solubilidad en g·L⁻¹.

El efecto del ion común es una aplicación directa del principio de Le Châtelier al equilibrio de solubilidad: si a la disolución saturada se añade un ion que ya forma parte del sólido (por ejemplo, Cl⁻ procedente de NaCl muy soluble a una disolución de AgCl), el equilibrio se desplaza hacia el sólido y DISMINUYE la solubilidad, precipitando más sal. Asimismo, comparando el cociente iónico Q = [Aⁿ⁺]^m·[Bᵐ⁻]^n con Ks se predice la precipitación: si Q > Ks la disolución está sobresaturada y precipita; si Q < Ks no hay precipitado; si Q = Ks la disolución está justo saturada.

A_mB_n(s) \rightleftharpoons m\,A^{n+}(aq) + n\,B^{m-}(aq)

Equilibrio de solubilidad

Disolución de una sal poco soluble; el sólido (fase pura) no aparece en la constante.

K_s = [A^{n+}]^{m}\,[B^{m-}]^{n}

Producto de solubilidad

Producto de las concentraciones iónicas en la disolución saturada, elevadas a sus coeficientes. Solo depende de la temperatura.

K_s = 4\,s^{3} \quad (\text{para } AB_2)

Ks–s en una sal AB₂

Si AB₂ ⇌ A²⁺ + 2 B⁻, entonces [A²⁺] = s y [B⁻] = 2s, luego Ks = s·(2s)² = 4s³. Para AB (1:1) sería Ks = s².

Ejemplo resuelto

De Ks a la solubilidad de una sal 1:1

El producto de solubilidad del cloruro de plata, AgCl, vale Ks = 1,8·10⁻¹⁰ a 25 °C. Calcula su solubilidad molar s y exprésala en g·L⁻¹ (M(AgCl) = 143,5 g·mol⁻¹).

Plantear el equilibrio y la tabla
AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻. Si se disuelven s mol·L⁻¹, entonces [Ag⁺] = s y [Cl⁻] = s.
Despejar s
Se toma la raíz cuadrada de Ks.
Calcular s
La raíz de 1,8·10⁻¹⁰.
Pasar a g·L⁻¹
Se multiplica s por la masa molar.

Resultado: s ≈ 1,34·10⁻⁵ mol·L⁻¹ ≈ 1,9·10⁻³ g·L⁻¹. El AgCl es, en efecto, una sal muy poco soluble.

Errores frecuentes

Olvidar el coeficiente al elevar la concentración de un ion (en CaF₂ el término del fluoruro es [F⁻]², y al sustituir s queda (2s)² = 4s², no 2s).
Confundir solubilidad s con producto de solubilidad Ks, o suponer que una sal con mayor Ks es siempre más soluble cuando las estequiometrías son distintas.

Repaso activo

El producto de solubilidad del fluoruro de calcio, CaF₂, vale Ks = 3,2·10⁻¹¹ a 25 °C. (a) Calcula su solubilidad molar s y exprésala en g·L⁻¹ (M(CaF₂) = 78 g·mol⁻¹). (b) Justifica cualitativamente cómo variaría la solubilidad del CaF₂ si la disolución contuviera además NaF disuelto.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Perturbación del equilibrio: el cociente de reacción Q y el principio de Le Châtelier#

ProfundizaciónBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · El principio de Le Châtelier y el cociente de reacción (Q) para predecir la evolución del equilibrio

El cociente de reacción Q tiene la MISMA forma matemática que Kc, pero se evalúa con las concentraciones en un instante cualquiera, esté o no el sistema en equilibrio. Comparar Q con Kc indica hacia dónde evolucionará la reacción para alcanzar el equilibrio: si Q < Kc, hay un exceso relativo de reactivos y la reacción avanza hacia la DERECHA (se forman más productos); si Q > Kc, hay exceso de productos y la reacción retrocede hacia la IZQUIERDA; si Q = Kc, el sistema YA está en equilibrio y no se desplaza. La Fig. 4 representa esta «brújula» de la evolución sobre una recta Q frente a Kc.

La brújula del equilibrio: comparación de Q con K

El principio de Le Châtelier (1884) predice cualitativamente la respuesta de un sistema en equilibrio ante una perturbación: «si sobre un sistema en equilibrio se ejerce una acción externa, el sistema evoluciona en el sentido que tiende a contrarrestar parcialmente dicha acción». Es una herramienta poderosa para razonar sin necesidad de calcular, y es el contenido cualitativo estrella de este tema en la PAU.

EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN: si se añade un reactivo (o se retira un producto), el equilibrio se desplaza hacia la derecha para consumir el exceso; si se añade un producto (o se retira un reactivo), se desplaza hacia la izquierda. EFECTO DE LA PRESIÓN/VOLUMEN (solo afecta a los gases): un aumento de presión (disminución de volumen) desplaza el equilibrio hacia el lado con MENOS moles gaseosos; una disminución de presión, hacia el lado con más moles. Si Δn = 0 (igual número de moles gaseosos a ambos lados), la presión NO desplaza el equilibrio.

EFECTO DE LA TEMPERATURA: es el ÚNICO factor que modifica el valor de la constante K. Considerando el calor como un «reactivo» o «producto»: en una reacción ENDOTÉRMICA (ΔH > 0, el calor entra), aumentar T desplaza el equilibrio hacia la derecha y K crece; en una EXOTÉRMICA (ΔH < 0, el calor sale), aumentar T desplaza hacia la izquierda y K disminuye. Un CATALIZADOR, en cambio, NO desplaza el equilibrio ni cambia K: solo acelera por igual las velocidades directa e inversa, de modo que el equilibrio se alcanza antes pero con la misma composición final.

Q_c = \dfrac{[C]^{c}\,[D]^{d}}{[A]^{a}\,[B]^{b}}

Cociente de reacción

Misma forma que Kc, pero con las concentraciones en un instante arbitrario (no necesariamente de equilibrio).

Q < K_c \Rightarrow \text{avanza} \;\rightarrow\; ; \quad Q > K_c \Rightarrow \text{retrocede} \;\leftarrow\; ; \quad Q = K_c \Rightarrow \text{equilibrio}

Predicción con Q

Regla para decidir el sentido de evolución comparando el cociente de reacción con la constante de equilibrio.

Ejemplo resuelto

Predicción del sentido de evolución con Q

Para el equilibrio H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g), Kc = 64 a cierta temperatura. En un recipiente de 1 L se introducen 0,50 mol de H₂, 0,50 mol de I₂ y 1,0 mol de HI. ¿Está el sistema en equilibrio? Si no, ¿hacia dónde evolucionará?

Calcular las concentraciones iniciales
Como el volumen es 1 L, las concentraciones coinciden con los moles: [H₂] = 0,50; [I₂] = 0,50; [HI] = 1,0 mol·L⁻¹.
Plantear y calcular Q
Se aplica la forma de Kc con las concentraciones iniciales.
Comparar Q con Kc
Q = 4 y Kc = 64, de modo que Q < Kc.

Resultado: Como Q < Kc, el sistema NO está en equilibrio y la reacción evolucionará hacia la DERECHA, formando más HI hasta que Q alcance el valor de Kc.

Errores frecuentes

Afirmar que un catalizador o un cambio de presión modifican el valor de K (solo la temperatura cambia K; el catalizador nunca desplaza el equilibrio).
Aplicar el efecto de la presión a sólidos o líquidos, o olvidar que cuando Δn = 0 una variación de presión no produce ningún desplazamiento.

Repaso activo

Considera el equilibrio exotérmico N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) (ΔH < 0). Razona, aplicando el principio de Le Châtelier, en qué sentido se desplaza el equilibrio y qué le ocurre al rendimiento en NH₃ al: (a) aumentar la presión total comprimiendo el sistema; (b) elevar la temperatura; (c) añadir un catalizador; (d) retirar amoniaco a medida que se forma.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 534/2024 — Prueba de Acceso a la Universidad (PAU) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Aplicaciones del equilibrio: la industria y la vida cotidiana#

EstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · La importancia del equilibrio químico en la industria y en la vida cotidiana

El control del equilibrio químico es la clave de muchos procesos industriales: se trata de escoger las condiciones de presión, temperatura y concentración que, aplicando el principio de Le Châtelier, maximicen el rendimiento de los productos deseados, conciliándolas siempre con la velocidad de reacción (cinética) y con el coste económico. El ejemplo paradigmático recogido en el currículo es la síntesis del amoniaco por el proceso Haber-Bosch.

En el proceso Haber-Bosch, N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), la reacción es exotérmica (ΔH ≈ −92 kJ) y transcurre con disminución del número de moles gaseosos (4 moles de reactivos → 2 de producto, Δn = −2). Según Le Châtelier, el rendimiento en NH₃ aumenta a ALTA presión (favorece el lado de menos moles) y a BAJA temperatura (favorece la reacción exotérmica). La Fig. 5 sintetiza este compromiso de condiciones.

Condiciones óptimas del proceso Haber-Bosch (Le Châtelier)

Sin embargo, a baja temperatura la reacción es demasiado lenta. La solución industrial es un COMPROMISO: se trabaja a presiones elevadas (≈ 200 atm), a una temperatura moderada (≈ 400-450 °C) que da una velocidad razonable aunque sacrifique parte del rendimiento de equilibrio, y se emplea un CATALIZADOR de hierro para acelerar la reacción sin alterar el equilibrio. Además, el NH₃ se retira por licuación a medida que se forma, lo que desplaza continuamente el equilibrio hacia la derecha (efecto de la concentración).

El equilibrio químico también explica numerosos fenómenos cotidianos y biológicos: la formación y disolución de estalactitas y estalagmitas en cuevas calcáreas (equilibrio del carbonato de calcio con el CO₂ disuelto), la efervescencia y desgasificación de las bebidas carbonatadas (equilibrio del CO₂ entre la fase gaseosa y la disuelta, gobernado por la presión), el transporte de oxígeno por la hemoglobina en la sangre o el equilibrio que mantiene el pH de los fluidos corporales. En todos ellos, un desplazamiento del equilibrio tiene consecuencias observables.

N_2(g) + 3\,H_2(g) \rightleftharpoons 2\,NH_3(g) \quad \Delta H < 0

Síntesis de amoniaco (Haber-Bosch)

Reacción exotérmica con Δn = 2 − 4 = −2 (disminuye el número de moles gaseosos): alta presión y baja temperatura favorecen el rendimiento en NH₃.

Ejemplo resuelto

Optimización de condiciones por Le Châtelier (síntesis de SO₃)

Para el equilibrio 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g), exotérmico (ΔH < 0), una industria desea maximizar la producción de SO₃. Indica, razonadamente, el efecto sobre el rendimiento de: (a) aumentar la presión; (b) aumentar la temperatura; (c) añadir un catalizador.

Analizar Δn de la reacción
Reactivos gaseosos: 2 + 1 = 3 mol; productos gaseosos: 2 mol. Hay disminución de moles gaseosos.
(a) Efecto de aumentar la presión
Al subir la presión, el equilibrio se desplaza hacia el lado con menos moles gaseosos, que es el de los productos.
(b) Efecto de aumentar la temperatura
Como la reacción es exotérmica, subir T desplaza el equilibrio hacia los reactivos (sentido endotérmico) y K disminuye: baja el rendimiento.
(c) Efecto del catalizador
El catalizador no desplaza el equilibrio ni cambia K; solo permite alcanzar antes la misma composición de equilibrio.

Resultado: Para maximizar el SO₃ conviene presión alta y temperatura baja; en la práctica (proceso de contacto) se usa una temperatura intermedia más un catalizador (V₂O₅) para lograr una velocidad aceptable sin renunciar en exceso al rendimiento.

Errores frecuentes

Afirmar que el proceso Haber-Bosch se realiza a la temperatura más baja posible: en realidad se eleva la temperatura para ganar velocidad, sacrificando rendimiento, porque a baja T el equilibrio favorable se alcanzaría demasiado despacio.
Atribuir al catalizador de hierro un aumento del rendimiento o un desplazamiento del equilibrio (solo acelera la consecución del equilibrio; la composición final es la misma).

Repaso activo

Para el proceso de obtención industrial de trióxido de azufre, 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g), reacción exotérmica (ΔH < 0), razona qué condiciones de presión y temperatura favorecerían termodinámicamente el máximo rendimiento de SO₃ y explica por qué, en la práctica industrial (proceso de contacto), se recurre a un catalizador y a una temperatura intermedia.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Equilibrio químico

5 secciones~21 min de lectura3 competenciasNivel Básico 1 · Estándar 3 · Profundización 1Revisado · 07/2026

Equilibrio químico

Puntos clave

Cálculo de Kc a partir de concentraciones de equilibrio

Puntos clave

Cálculo de Kp a partir de Kc

Puntos clave

De Ks a la solubilidad de una sal 1:1

Puntos clave

Predicción del sentido de evolución con Q

Puntos clave

Optimización de condiciones por Le Châtelier (síntesis de SO₃)

Fuentes

Equilibrio químico

Puntos clave

Cálculo de Kc a partir de concentraciones de equilibrio

Puntos clave

Cálculo de Kp a partir de Kc

Puntos clave

De Ks a la solubilidad de una sal 1:1

Puntos clave

Predicción del sentido de evolución con Q

Puntos clave

Optimización de condiciones por Le Châtelier (síntesis de SO₃)

Fuentes