Ejercicio resuelto de Equilibrio químico · Química · 2026

La lluvia ácida es un tipo de precipitación que presenta un pH especialmente ácido (pH 4-5) y que tiene efectos adversos en los bosques y en la flora y la fauna acuáticas. Este fenómeno aparece sobre todo en ambientes ricos en trióxido de azufre, ya que este compuesto genera ácido sulfúrico al reaccionar con el vapor de agua de la atmósfera. Una de las vías de formación de trióxido de azufre en la atmósfera es a partir del dióxido de nitrógeno y el dióxido de azufre, que son contaminantes ambientales derivados de la actividad humana. Estos dos gases reaccionan entre ellos y dan lugar a un equilibrio químico con el monóxido de nitrógeno y el trióxido de azufre, tal como se muestra en la ecuación siguiente:

$\mathrm{NO_2(g) + SO_2(g) \rightleftharpoons NO(g) + SO_3(g)}$

a) Cuando esta reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado de 2 L a una temperatura de 1 150 °C, las cantidades de cada sustancia una vez alcanzado el equilibrio son 0,2 mol de $\mathrm{NO_2}$, 1,6 mol de $\mathrm{SO_2}$, 0,8 mol de $\mathrm{NO}$ y 1,2 mol de $\mathrm{SO_3}$. Calcule la constante de equilibrio $K_c$ de la reacción en estas condiciones. Si se añadiesen 10 g adicionales de $\mathrm{NO}$ a este sistema en equilibrio, ¿cuáles serían las concentraciones finales que se obtendrían en la nueva situación de equilibrio para cada una de las especies implicadas en la reacción? [1,25 puntos]
b) Se ha estudiado la variación de la constante de equilibrio $K_c$ de la reacción anterior según la temperatura, y se han obtenido los resultados que se muestran en la tabla siguiente:

Temperatura (°C)	460	800 $K_c$	84,3	9,6

Justifique si la reacción entre $\mathrm{NO_2}$ y $\mathrm{SO_2}$ para producir $\mathrm{NO}$ y $\mathrm{SO_3}$ es un proceso endotérmico o exotérmico. Explique de manera razonada si se favorece la lluvia ácida cuando: 1) aumenta la presión atmosférica y 2) aumenta la cantidad de monóxido de nitrógeno en la atmósfera producido por otros procesos. [1,25 puntos]

Datos: masas atómicas relativas: N = 14,0; O = 16,0; S = 32,0.

$\textbf{a) Calcule la constante de equilibrio }\boldsymbol{K_c}\textbf{ de la reacción en estas condiciones. Si se añadiesen 10 g adicionales de NO a este sistema en equilibrio, ¿cuáles serían las concentraciones finales que se obtendrían en la nueva situación de equilibrio para cada una de las especies implicadas? (1,25 puntos)}$

La constante de equilibrio se escribe con las concentraciones molares, así que primero dividimos cada cantidad de sustancia entre el volumen del recipiente.

Sustancia	$\mathrm{NO_2}$	$\mathrm{SO_2}$	$\mathrm{NO}$	$\mathrm{SO_3}$ Cantidad (mol)	0,2	1,6	0,8	1,2 Concentración (mol/L)	0,1	0,8	0,4	0,6

$K_c=\dfrac{[\mathrm{NO}][\mathrm{SO_3}]}{[\mathrm{NO_2}][\mathrm{SO_2}]}=\dfrac{0{,}4\cdot0{,}6}{0{,}1\cdot0{,}8}=3{,}0$

La constante no lleva unidades porque en esta reacción hay el mismo número de moles de gas a los dos lados.

Al añadir monóxido de nitrógeno cambia una de las concentraciones. Con $M(\mathrm{NO})=14{,}0+16{,}0=30{,}0$ g/mol:

$n=\dfrac{10}{30{,}0}=0{,}333\ \text{mol} \Rightarrow \Delta[\mathrm{NO}]=\dfrac{0{,}333}{2}=0{,}167\ \text{mol L}^{-1}$

$Q=\dfrac{\left(0{,}4+0{,}167\right)\cdot0{,}6}{0{,}1\cdot0{,}8}=4{,}25>K_c$

Como el cociente de reacción supera la constante, el sistema evoluciona hacia la izquierda hasta volver a igualarlos. Llamando $x$ a la concentración que retrocede:

Concentración (mol/L)	$\mathrm{NO_2}$	$\mathrm{SO_2}$	$\mathrm{NO}$	$\mathrm{SO_3}$ Inicial (tras añadir NO)	0,100	0,800	0,567	0,600 Variación	$+x$	$+x$	$-x$	$-x$ En el nuevo equilibrio	$0{,}100+x$	$0{,}800+x$	$0{,}567-x$	$0{,}600-x$

$\dfrac{\left(0{,}567-x\right)\left(0{,}600-x\right)}{\left(0{,}100+x\right)\left(0{,}800+x\right)}=3{,}0$

$2x^2+3{,}867x-0{,}100=0 \Rightarrow x=0{,}0255\ \text{mol L}^{-1}$

(la otra raíz es negativa y se descarta, porque el sistema solo puede desplazarse en un sentido).

$[\mathrm{NO_2}]=0{,}126 \qquad [\mathrm{SO_2}]=0{,}826 \qquad [\mathrm{NO}]=0{,}541 \qquad [\mathrm{SO_3}]=0{,}574$

La constante de equilibrio vale $K_c=3{,}0$, y al añadir los 10 g de monóxido de nitrógeno el equilibrio retrocede hasta quedar en $0{,}126$ M de $\mathrm{NO_2}$, $0{,}826$ M de $\mathrm{SO_2}$, $0{,}541$ M de $\mathrm{NO}$ y $0{,}574$ M de $\mathrm{SO_3}$ (se comprueba que el cociente vuelve a valer 3,0).

$\textbf{b) Justifique si la reacción entre NO₂ y SO₂ para producir NO y SO₃ es un proceso endotérmico o exotérmico. Explique de manera razonada si se favorece la lluvia ácida cuando: 1) aumenta la presión atmosférica y 2) aumenta la cantidad de monóxido de nitrógeno en la atmósfera producido por otros procesos. (1,25 puntos)}$

La constante de equilibrio solo depende de la temperatura, y en la tabla se ve que al subir de $460$ a $800$ °C pasa de $84{,}3$ a $9{,}6$: disminuye.

Que $K_c$ baje al calentar significa que el calor desplaza el equilibrio hacia los reactivos. Por el principio de Le Châtelier, el sistema absorbe el calor añadido desplazándose en el sentido endotérmico; si ese sentido es el inverso, la reacción directa es exotérmica.

1) Un aumento de presión desplaza el equilibrio hacia el lado con menos moles de gas. Aquí hay dos moles de gas en cada lado:

$\Delta n_{\text{gas}}=(1+1)-(1+1)=0$

de modo que la presión no altera el equilibrio y la formación de trióxido de azufre no cambia: la lluvia ácida no se ve favorecida.

2) Añadir monóxido de nitrógeno es aumentar la concentración de un producto, así que el equilibrio se desplaza hacia los reactivos y se forma menos trióxido de azufre.

La reacción directa es exotérmica. Un aumento de la presión atmosférica no afecta a este equilibrio, porque el número de moles de gas no cambia; y un aumento del monóxido de nitrógeno de otras fuentes desplaza el equilibrio hacia la izquierda, así que tampoco favorece la lluvia ácida, sino que la reduce.