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CAPÍTULO 6 

CONCEPTOS GENERALES DE EQUILIBRIO QUÍMICO

0

0

Estado

inicial

Cambio

Equilibrio

Concentraciones

Tiempo

A y B desaparecen

K

 grande

C y D aparecen

Concentraciones

de equilibrio

K

 pequeña

Figura 6.1.

 

Progreso de una 

reacción química.

En el equilibrio, la rapidez de la 

reacción en sentido inverso es 

igual a la reacción hacia ade-

lante.

donde rapidez

f

 representa la rapidez de reacción hacia adelante (de formación de produc-

tos) y k

f

 es la constante de rapidez, la cual depende de factores como temperatura y la 

presencia de catalizadores. [A] y [B] representan las concentraciones molares de A y B. 

De igual manera, para la reacción inversa, Guldberg y Waage escribieron

 Rapidez

b

 

k

b

[C]

c

[D]

d

 (6.3)

y para un sistema en equilibrio, la rapidez hacia adelante y en sentido inverso resulta 

igual:

 

k

f

[A]

a

[B]

b

 

k

b

[C]

c

[D]

d

 (6.4)

Reordenando estas ecuaciones se obtiene la constante molar de equilibrio (que es válida 

para soluciones diluidas) para la K de la reacción:

 

[C]

c

[D]

d



[A]

a

[B]

b

 

k

f



k

b

 

K (6.5)

La expresión aquí obtenida corresponde a la constante de equilibrio, si bien el método de 

derivación no tiene validez general. Esto se debe a que la rapidez de reacción realmente 

depende del mecanismo, determinado por el número de especies que colisionan entre sí, 

en tanto que la expresión de la constante de equilibrio depende sólo de la estequiometría 

de la reacción química. La suma de los exponentes en la constante de rapidez da el orden de 

la reacción, y éste puede ser totalmente diferente de la estequiometría de la reacción (véase 

el capítulo 22). Un ejemplo es la rapidez de reducción de S

2

O

8

2



 con I



:

S

2

O

8

2



 

 3I



 

→ 2SO

4

2



 

 I

3



La rapidez está dada realmente por k

f

[S

2

O

8

2



][I



] (una reacción de segundo orden), y no 

por k

f

[S

2

O

8

2



][I



]

3

, como podría esperarse por la reacción química balanceada (se prede-

ciría una reacción de cuarto orden). La única base teórica sólida para la constante de 

equilibrio proviene de argumentos termodinámicos. Véase energía libre de Gibbs en la 

sección 6.3 para el cálculo termodinámico de los valores de constantes de equilibrio.

El valor de K se puede calcular en forma empírica si se miden las concentraciones 

de A, B, C y D en equilibrio. Obsérvese que cuanto más favorable sea la constante de 

rapidez de la reacción hacia adelante en relación con la reacción hacia atrás, mayor será 

la constante de equilibrio, y más hacia la derecha se ubicará la reacción al equilibrio.

Cuando se inicia la reacción entre A y B, la rapidez de la reacción hacia adelante es 

grande porque las concentraciones de A y B son elevadas, en tanto que la reacción hacia 

atrás es lenta porque las concentraciones de C y D son pequeñas (esta rapidez inicialmente 

es cero). Al progresar la reacción, A y B disminuyen, y C y D aumentan, de modo que la 

rapidez de la reacción hacia adelante disminuye mientras que la de la reacción en sentido 

inverso aumenta (figura 6.1). Finalmente, la rapidez de ambas se vuelve igual y el sistema se 

Cuanto mayor sea la constan-

te de equilibrio, más hacia la 

derecha estará la reacción al 

equilibrio.

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