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 $p_{\text{tot, eq}} = 1{,}00\ \text{atm}$, $1{,}00\ \text{mol}$ de $\text{H}_2(\text{g})$ y $1{,}00\ \text{mol}$ de $\text{I}_2(\text{g})$, una vez alcanzado el equilibrio se ha consumido el $79{,}0\ \%$ de la cantidad inicial de $\text{H}_2(\text{g})$. [2,5 puntos]

$\textbf{Calcule la constante de equilibrio Kp de la reacción H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g). [2,5 puntos]}$

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 $x=0{,}790\ \text{mol}$:

$$	$\text{H}_2$	$\text{I}_2$	$\text{HI}$ Inicial (mol)	$1{,}00$	$1{,}00$	$0$ Cambio (mol)	$-0{,}790$	$-0{,}790$	$+2\cdot0{,}790$ Equilibrio (mol)	$0{,}210$	$0{,}210$	$1{,}580$

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

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

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

$p(\text{H}_2)=\frac{0{,}210}{2{,}00}\cdot1{,}00=0{,}105\ \text{atm}$

$p(\text{I}_2)=\frac{0{,}210}{2{,}00}\cdot1{,}00=0{,}105\ \text{atm}$

$p(\text{HI})=\frac{1{,}580}{2{,}00}\cdot1{,}00=0{,}790\ \text{atm}$

Y con ellas la constante:

$K_p=\frac{p(\text{HI})^{2}}{p(\text{H}_2)\cdot p(\text{I}_2)}=\frac{(0{,}790)^{2}}{0{,}105\cdot0{,}105}$

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

La constante de equilibrio vale $K_p=56{,}6$, 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 $\Delta n_{\text{gas}}=2-2=0$, se cumple $K_p=K_c\,(RT)^{\Delta n}=K_c$, 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.