Ejercicio resuelto de Constante de equilibrio Kp · Química · 2026

2A. La reacción química:
$2\mathrm{N}\mathrm{O}(\mathrm{g})+2{\mathrm{H}}_2(\mathrm{g})\leftrightarrow {\mathrm{N}}_2(\mathrm{g})+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}(\mathrm{g})$
es muy útil en contextos ambientales ya que permite reducir el nivel de óxido nítrico, contaminante común de la combustión de combustibles fósiles.
En un recipiente de 1 L se coloca una mezcla compuesta por 0,10 moles de $\mathrm{N}\mathrm{O}$, 0,05 moles de ${\mathrm{H}}_2$ y 0,10 moles de ${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ y se mantiene el sistema a 27 ºC, estableciéndose el citado equilibrio. Si la concentración de $\mathrm{N}\mathrm{O}$ en el equilibrio es 0,062 M:

a) Calcule las concentraciones en el equilibrio de ${\mathrm{H}}_2$, ${\mathrm{N}}_2$ y ${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ (1 punto)
b) Calcule Kc (0,5 puntos)
c) Calcule Kp (0,5 puntos)

${\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{concentraciones}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{equilibrio}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{H}}}_2{\mathbf{\text{,}}\mathbf{\text{N}}}_2{\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{H}}}_2\mathbf{\text{O}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{punto)}}$

El recipiente es de 1 L, así que los moles coinciden numéricamente con las concentraciones y se puede trabajar directamente con estas. Se llama $x$ al avance de la reacción, medido en moles de ${\mathrm{N}}_2$ formados; los coeficientes estequiométricos reparten el resto:

$$	$\mathrm{N}\mathrm{O}$	${\mathrm{H}}_2$	${\mathrm{N}}_2$	${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ Inicial (M)	0,10	0,05	0	0,10 Cambio (M)	−2x	−2x	+x	+2x Equilibrio (M)	0,10 − 2x	0,05 − 2x	x	0,10 + 2x

El dato que cierra el problema es la concentración de NO en el equilibrio:

$\mathrm{0,10}-2x=\mathrm{0,062}\Rightarrow x=\mathrm{0,019}$

Que $x$ salga positivo confirma lo que cabía esperar de la mezcla inicial: el equilibrio se alcanza avanzando hacia la derecha. Sustituyendo:

$[{\mathrm{H}}_2]=\mathrm{0,05}-2\cdot \mathrm{0,019}=\mathrm{0,012}\text{ mol/L}$

$[{\mathrm{N}}_2]=x=\mathrm{0,019}\text{ mol/L}$

$[{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}]=\mathrm{0,10}+2\cdot \mathrm{0,019}=\mathrm{0,138}\text{ mol/L}$

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{Kc}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La constante se escribe con las concentraciones en el equilibrio elevadas a sus coeficientes estequiométricos, productos en el numerador:

$K_c=\frac{[{\mathrm{N}}_2][{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}{]}^2}{[\mathrm{N}\mathrm{O}{]}^2[{\mathrm{H}}_2{]}^2}=\frac{\mathrm{0,019}\cdot {\mathrm{0,138}}^2}{{\mathrm{0,062}}^2\cdot {\mathrm{0,012}}^2}$

$K_c=\frac{\mathrm{3,618}\cdot {10}^{-4}}{\mathrm{5,535}\cdot {10}^{-7}}=\mathrm{6,54}\cdot {10}^2$

Al ser $K_c$ mucho mayor que 1, en el equilibrio predominan los productos, que es justo lo que interesa cuando se busca eliminar el óxido nítrico.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{Kp}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{puntos)}}$

La relación entre las dos constantes tiene como exponente la variación del número de moles de gas:

$\mathrm{\Delta }n=(1+2)-(2+2)=-1$

$K_p=K_c(RT{)}^{\mathrm{\Delta }n}$

Con $T=27+273=300$ K:

$K_p=\mathrm{6,54}\cdot {10}^2\cdot (\mathrm{0,082}\cdot 300{)}^{-1}=\frac{654}{\mathrm{24,6}}$

$K_p=\mathrm{26,6}$

Que $K_p$ resulte bastante menor que $K_c$ es lo esperable, porque $\mathrm{\Delta }n$ es negativo: la reacción pasa de cuatro moles de gas a tres.