Ejercicio resuelto de Constante de equilibrio Kp · Química · 2026

Calcule la constante de equilibrio $K_p$ de la reacción ${\text{H}}_2(\text{g})+{\text{I}}_2(\text{g})\rightleftharpoons 2\text{HI}(\text{g})$, a una temperatura $T$, sabiendo que al mezclar en un recipiente, a esa temperatura y $p_{\text{tot, eq}}=\mathrm{1,00}\text{ atm}$, $\mathrm{1,00}\text{ mol}$ de ${\text{H}}_2(\text{g})$ y $\mathrm{1,00}\text{ mol}$ de ${\text{I}}_2(\text{g})$, una vez alcanzado el equilibrio se ha consumido el $\mathrm{79,0}\mathrm{\%}$ de la cantidad inicial de ${\text{H}}_2(\text{g})$. [2,5 puntos]

$\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{constante}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{equilibrio}}\mathbf{\text{Kp}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{H₂(g)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{I₂(g)}}\mathbf{\text{⇌}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{HI(g).}}\mathbf{\text{[2,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Se construye la tabla de cantidades, tomando como avance de reacción el hidrógeno consumido. Si se consume el 79,0 % de 1,00 mol, entonces $x=\mathrm{0,790}\text{ mol}$:

$$	${\text{H}}_2$	${\text{I}}_2$	$\text{HI}$ Inicial (mol)	$\mathrm{1,00}$	$\mathrm{1,00}$	$0$ Cambio (mol)	$-\mathrm{0,790}$	$-\mathrm{0,790}$	$+2\cdot \mathrm{0,790}$ Equilibrio (mol)	$\mathrm{0,210}$	$\mathrm{0,210}$	$\mathrm{1,580}$

La cantidad total de gas no cambia, porque en esta reacción hay dos moles a cada lado:

$n_{\text{tot}}=\mathrm{0,210}+\mathrm{0,210}+\mathrm{1,580}=\mathrm{2,00}\text{ mol}$

Las presiones parciales se obtienen de la ley de Dalton, multiplicando la fracción molar por la presión total, que es de 1,00 atm:

$p({\text{H}}_2)=\frac{\mathrm{0,210}}{\mathrm{2,00}}\cdot \mathrm{1,00}=\mathrm{0,105}\text{ atm}$

$p({\text{I}}_2)=\frac{\mathrm{0,210}}{\mathrm{2,00}}\cdot \mathrm{1,00}=\mathrm{0,105}\text{ atm}$

$p(\text{HI})=\frac{\mathrm{1,580}}{\mathrm{2,00}}\cdot \mathrm{1,00}=\mathrm{0,790}\text{ atm}$

Y con ellas la constante:

$K_p=\frac{p(\text{HI}{)}^2}{p({\text{H}}_2)\cdot p({\text{I}}_2)}=\frac{(\mathrm{0,790}{)}^2}{\mathrm{0,105}\cdot \mathrm{0,105}}$

$K_p=\frac{\mathrm{0,6241}}{\mathrm{0,011025}}=\mathrm{56,6}$

La constante de equilibrio vale $K_p=\mathrm{56,6}$, adimensional. Que sea mucho mayor que 1 indica que el equilibrio está desplazado hacia el yoduro de hidrógeno, coherente con que se haya consumido casi el 80 % de los reactivos.

Dos observaciones que ahorran trabajo en este tipo de ejercicio. La primera: como $\mathrm{\Delta }{n}_{\text{gas}}=2-2=0$, se cumple $K_p=K_c(RT{)}^{\mathrm{\Delta }n}=K_c$, de modo que la constante en concentraciones vale lo mismo. La segunda: al no variar el número de moles, la presión total es irrelevante para el resultado; se habría obtenido el mismo $K_p$ con cualquier otra presión, y por eso este equilibrio no se desplaza al comprimir o expandir el recipiente.