Ejercicio resuelto de Constante de equilibrio Kp · Química · 2026

2A. La reacción química:
$\mathrm{2\ NO\ (g) + 2\ H_2\ (g) \leftrightarrow N_2\ (g) + 2\ H_2O\ (g)}$
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 $\mathrm{NO}$, 0,05 moles de $\mathrm{H_2}$ y 0,10 moles de $\mathrm{H_2O}$ y se mantiene el sistema a 27 ºC, estableciéndose el citado equilibrio. Si la concentración de $\mathrm{NO}$ en el equilibrio es 0,062 M:

a) Calcule las concentraciones en el equilibrio de $\mathrm{H_2}$, $\mathrm{N_2}$ y $\mathrm{H_2O}$ (1 punto)
b) Calcule Kc (0,5 puntos)
c) Calcule Kp (0,5 puntos)

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

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:

$$	$\mathrm{NO}$	$\mathrm{H_2}$	$\mathrm{N_2}$	$\mathrm{H_2O}$ 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:

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

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

$[\mathrm{H_2}] = 0{,}05 - 2 \cdot 0{,}019 = 0{,}012 \text{ mol/L}$

$[\mathrm{N_2}] = x = 0{,}019 \text{ mol/L}$

$[\mathrm{H_2O}] = 0{,}10 + 2 \cdot 0{,}019 = 0{,}138 \text{ mol/L}$

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

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

$K_c = \frac{[\mathrm{N_2}]\,[\mathrm{H_2O}]^2}{[\mathrm{NO}]^2\,[\mathrm{H_2}]^2} = \frac{0{,}019 \cdot 0{,}138^2}{0{,}062^2 \cdot 0{,}012^2}$

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

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.

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

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

$\Delta n = (1 + 2) - (2 + 2) = -1$

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

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

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

$K_p = 26{,}6$

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