EQUILIBRIO QUÍMICO

QUÍMICA II Dpto. de Química Física 

Tema 7 Equilibrio químico 

1 

QUÍMICA II 

Grado en Ciencias del Mar 

Tema 6: Equilibrio químico 

6.1.- Equilibrio químico y grado de avance de una reacción 

6.2.- Equilibrio químico en gases ideales 

6.3.- Equilibrio químico en disoluciones reales 

6.4.- Efecto de la temperatura en el equilibrio químico 

6.5.- Principio de Le Chatelier 

6.6.- Equilibrio químico en disoluciones de electrolitos 

6.7.- Efecto de la fuerza iónica sobre el equilibrio



2 

Equilibrio químico en sistemas homogéneos 

El criterio termodinámico para un cambio espontáneo a T y P 

constantes es r G> 

reactivos y se considera la reacción “completa” a efectos 

prácticos. Pero muy frecuentemente, la mezcla de equilibrio tiene 

concentraciones significativas de reactivos. 

aA 

bB 

 

cC 

 

dD 

El equilibrio químico 

se establece cuando existen dos 

reacciones opuestas 

que tienen lugar simultáneamente 

a la misma velocidad.



3 

6.1.- Equilibrio químico y grado de avance de una reacción 

¿Cómo medir cuánto avanza una reacción? Considera la reacción: 

N 

3H 

NH 

2 2 

2 

Si partimos de cantidades de reactivos iguales a los 

coeficientes estequiométricos y reacciona una cantidad x: 

Una medida de lo que ha reaccionado es el 

grado de avance de una reacción (Xi) 

-Si reacciona todo, es decir, si todos los reactivos 

se convierten en productos, la reacción avanzó al 

100%, y se dice que el grado de avance es 1: =1 

Si partimos de cantidades de reactivos iguales a 

los coeficientes estequiométricos de la reacción, 

el grado de avance de la reacción ( ) se 

define como el cociente entre el cambio total 

en el número de moles de una especie y su 

coeficiente estequiométrico: 

3 

n 

 

N 

N 

reacción N 2 H 2 NH 3 

moles iniciales 1 3 0 

moles que reaccionan 1-x 3-3x 2x 

2 

2 

moles finales si =1 0 0 2 

n 

n 

 

H 

2 

NH 

3 

n 

 

3x 

2x 

H 

H 

2 

2 

 

n 

 

n 

 

 

n 

NH 

NH 

NH 

H 

H 

3 

NH 

3 

2 

3 

3 

2 

3x 

 

3 

2x 

 

2 

 

 

 

x 

x 

cte



4 

Grado de avance de una reacción 

Considera una reacción química irreversible: 

aA 

bB cC dD 

reacción aA bB cC dD 

moles iniciales a b 0 0 

moles que reaccionan a-ax b-bx cx dx 

moles finales si =1 0 0 c d 


los coeficientes estequiométricos y reacciona 

una cantidad x: 


los coeficientes estequiométricos de la reacción, 

el grado de avance de la reacción ( ) se 

define como el cociente entre el cambio total 

en el número de moles de una especie y su 

coeficiente estequiométrico: 

nA 

 

A 

n 

n 

 

A 

C 

ax; 

cx; 

nB 

 

B 

 

n 

 

nA 

ax 

x 

 

A 

a 

nC 

cx 

x 

c 

C 

C 

C 

 

n 

 

D 

D 

 

cte 

 

Coeficiente estequiométrico : 

 

i 

 

i 

 

 

0 

0 

productos 

reactivos



5 

Variación de la energía de Gibbs durante una reacción 

Cuando uno de los componentes de la reacción (reactivo o producto) tiene coeficiente 

estequiométrico =1, puede definirse el grado de avance como el número de moles que 

reaccionaron de aquel componente con coeficiente estequiométrico =1. 

N 

En el ejemplo anterior: 

3H 

NH 

2 2 

2 

En general: 

Grado de avance de una reacción : 

dG 

3 

i 

id 

i 

n 

 

N 

N 

2 

2 

 

(T, P ctes) 

 

n 

 

H 

H 

3 

3 

n i 

n i 

 

 

n 

A medida que transcurre la reacción, el número de moles de cada 

compuesto i varía (dn i ) y varía el grado de avance de la reacción (d). 

A T, P ctes: 

dG i 

dn i 

i 

dn 

i 

 

d 

i 

i 

0 

 

 

 

 

NH 

NH 

3 

G 

 

3 

 

 

 

 

 

T , P 

cte 

n 

i 

n 0 

i 

dn 

 

i 

 

 

i 

 

i 

nº de moles 

iniciales=cte 

i 

 

d 

i 

 

r 

G 

r G: Energía de Gibbs de reacción 

i



6 

Equilibrio químico en sistemas homogéneos 

Reacción química a T y P=ctes: Los potenciales 

químicos varían durante el transcurso de la reacción: 

Energía de Gibbs de una reacción: 

G 

 

 

 

 

G 

 

 

 

 

G 

 

 

T , P 

T , P 

 

 

 

 

T , P 

 

 

0 

0 

 

 

i 

 

i 

i 

 

r 

G 

Proceso espontáneo 

Sistema en equilibrio 

Los potenciales químicos varían mientras transcurre la reacción, y 

esta variación continua hasta que r G se hace mínima y se cumple: 

Condición de 

equilibrio químico 

 

i 

i 

 

i 

0



7 

Condición de equilibrio químico en sistemas homogéneos 

Condición de 

equilibrio químico 

 

i 

i 

 

i 

0 

Ejemplo: escribe la condición de equilibrio químico para la 

siguiente reacción: 

 

i 

2C6H 

6 

15O2 

12CO2 

6H 

2O 

2 i i 

C 

H 

15 

12 

6 

6 O 

 

2 CO 

 

2 H 2 

O bien: 

 

6 O 

2 

15 

12 

 

C H6 

O2 

CO2 

H 2O 

6 

6 

0 

 

 

 

G 

 

 

 

 

 

T , P 

 

 

i 

 

i 

i 

 

 

r 

G 

r G: Energía de Gibbs de reacción 

La reacción alcanza el equilibrio cuando la energía 

de Gibbs de reacción se anula, porque el producto 

i i de los reactivos se iguala al de los productos.



8 

 

Equilibrio químico 

G 

 

 

 

 

T , P 

0 

Pendiente 

negativa 

G 

 

B 

 

 

 

MINIMO 

G 

 

 

 

 

T , P 

0 

Pendiente 

positiva 

Pendiente nula 

A 

 

0 

T , P 

Considera la reacción: 

 

r 

G 

 

G 

 

 

T , P 

Los potenciales químicos dependen de la composición: 

0 RT ln c 

A 

A 

A medida que progresa la reacción, cambian las concentraciones 

c A y c B , cambian los i , y cambia la pendiente 

 

 

A 

 

 

i 

B 

A B 

 

i 

B 

i 

B 

0 RT ln c 

 

 

B 

A 

G T , P 

Si A 

B pendiente negativa: el potencial de los 

reactivos disminuye se consumen reactivos la reacción 

se desplaza a la derecha: AB 

 

Si 

pendiente positiva: el potencial de los 

reactivos aumenta se forman reactivos la reacción se 

desplaza a la izquierda: BA 

 

A 

B 

 

Si A 

B pendiente nula: el potencial de los reactivos 

es igual al de los productos reacción en equilibrio. 

Siempre de mayor a menor potencial



9 

Equilibrio químico 

G 

 

 

 

 

T , P 

G 

 

 

 

 

0 

Pendiente 

negativa 

T , P 

0 

G 

 

 

 

 

T , P 

Pendiente 

nula 

0 

Pendiente 

positiva 

 

 

 

N 

N 

N 

G 

 

 

 

 

Equilibrio: 

 

 

r 

reactivos 

3H 

NH 

2 2 

2 

El potencial desempeña el papel sugerido por su nombre: la reacción avanza hasta que se 

igualan los potenciales en el equilibrio. 

T , P 

 

r 

 

N 

 

2 

2 H 

 

2 

 

3 

 

N2 H 

2 

2 

 

2 

 

3 

NH 

3 

NH 

2 H 

2 

2 

 

2 H 

2 

2 

 

r 

reactivos 

 

3 

NH 

 

 

r 

reactivos 

 

 

r 

r 

 

 

 

p 

productos 

 

p 

productos 

 

, 

3 

3 2 

2 

NH eq N , eq H , eq 

 

 

p 

productos 

 

p 

 

 

3 

3 

3 

p 

p 

3 

NH 

3 

 

r 

G 

Pendiente negativa: 

Pendiente positiva: 

Pendiente nula: 

Pendiente negativa: 

Pendiente positiva: 

Pendiente nula:



10 

 

 

 

 

 

 

G 

 

 

 

 

 

T , P 

 

G 

6.2.-Equilibrio químico en gases ideales 

Condición de equilibrio: 

G 

 

 

 

 

T , P 

 

 

 

i 

 

 

i 

i 

 

 

r 

Gº 

RT 

G 

 

r r 

i 

lnx+lny+lnz=ln(x.y.z) 

(Suma de logaritmos=logaritmo del producto) 

ln 

 

i 

P 

i 

i 

ln P 

( g) 

( g) 

 

 

i 

i 

Gas ideal: 

0 

o 

 

i i 

 

ii 

RT 

i 

ln Pi 

 

i 

 

i 

i i i 

Se define potencial estándar de reacción o 

Energía de Gibbs estándar de reacción: 

Se define 

cociente de reacción : 

Q 

i 

r 

ln 

i 

i 

i 

P i en cualquier momento durante el curso de la reacción 

P 

 

Gº 

RT 

ln 

 

i 

 

r 

P 

 

i 

o 

i 

i 

i 

 

i 

RT 

RT 

P 

i 

i 

ln 

 

rG º 

iº 

i 

P 

G rGºRT 

i 

i 

i 

P 

 

i 

i 

i 

ln 

P 

i 

i 

Q 

(x.lny=lny x ) 

ln Q


Equilibrio químico en gases ideales 


11 

G 

 

 

 

 

 

r 

G 

r 

Gº 

En el equilibrio: 

T , P 

 

0 

r 

i 

i 

i 

i 

Gº RT 

ln P 

 

i 

Se define constante de equilibrio: 

i 

0 

Gº RT 

ln( 

, 

r 

P i eq 

i 

P 

 

 

Gº RT 

ln 

r 

K p 

sólo depende de la temperatura K p sólo depende de la temperatura 

 

K 

P 

i 

i, 

eq 

 

i 

P i,eq en el equilibrio 

) 

 

i 

 

r 

G 

Gº 

RT 

r 

º RT 

ln K 

P 

 

ln 

K 

p 

K 

P 

 

 

exp 

 

rGº 

RT 

 

 

 

K 

P 

 

K 

P 

T



12 

K 

Constante de equilibrio 

P 

P 

 

i 

i, 

eq 

 

i 

Q 

 

i 

P 

i 

 

i 

2C6H 

6 

15O2 

12CO2 

6H 

2O 

Q 

 

P 

2 

C H 

6 

6 

P 

15 

O 

2 

P 

12 

CO 

2 

P 

6 

H O 

2 

 

P 

12 

CO 

P 

2 

C H 

6 

2 

P 

6 

6 

H O 

P i en cualquier momento durante el curso de 

la reacción 

P 

2 

15 

O 

2 

P 

N 

3H 

NH 

2 2 

2 

 

2 1 

3 

NH3 

, 

Pi 

PNH 

, eqP 

eq 

N , eqPH 

, eq 1 3 

 

i 

i 

K 

 

P 

i 

0 K 0 

P 

Pi 

, eq, 

productos 

 

K 

P 

grande 

Pi 

, eq, 

3 

2 

3 

2 

P 

reactivos 

N 

P 

2 

2 

, eq 

P 

eq 

H 

2 

, eq 

P i en el equilibrio 

Dado que las P i son siempre positivas, K P es siempre positiva 

Cuando alcanza el equilibrio, la 

reacción avanzó mucho a la derecha 

Pi 

, eq, 

productos 

 

K 

P 

pequeña 

Pi 

, eq, 

reactivos 

Cuando alcanza el equilibrio, la 

reacción avanzó poco a la derecha



13 

N 

K 

P 

 

Unidades de la constante de equilibrio 

3H 

NH 

2 2 

2 

P 

1 

N 

P 

2 

2 

2 

NH3 , eq atm 

213 

2 

atm atm 

3 

1 3 

, eqPH 

, eq 

atm atm 

2 

K P 

3 

 

unidades 

Se define constante de equilibrio normal: 

K 

0 

P 

 

P 0 =1 bar 

En general, 

 

0 

2 

PNH 

, eq 

P 

 

0 

 

1 

 

0 

P P P P 

N 

2 

, eq 

2 

, eq 

3 

 

 

de 

 

K 

presion 

 

 

productos 

 

0 

P 

NH 

i 

 

3 N 

 

2 H 2 

i , 

 

i, 

reactivos 

i 

 

 

 

P 

 

 

i, 

eq 

0 

i P 

2 

atm 

atm 

1 

atm 

atm atm 

atm 

3 

 

 

H 

 

 

 

 

0 

adimension 

K P 

3 

i 

1 

2 1 

3 

al 

2

14 

Constante de equilibrio K c 

Es frecuente expresar la constante de 

equilibrio en función de concentraciones: 

RT 

c 

RT 

V 

n 

V 

RT 

n 

n 

n 

P 

x 

P 

i 

i 

T 

T 

i 

T 

i 

i 

 

 

 

 

RT 

c 

P 

i 

i 

eE 

dD 

bB 

aA 

 

 

 

0 

0 

0 

0 

, 

0 

0 

0 

0 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

, 

0 

c 

i 

eq 

i 

b 

a 

d 

e 

b 

eq 

B 

a 

A eq 

e 

eq 

E 

d 

D eq 

b 

eq 

B 

a 

A eq 

e 

eq 

E 

d 

D eq 

b 

eq 

B 

a 

A eq 

e 

eq 

E 

d 

D eq 

i 

eq 

i 

P 

K 

P 

RT 

c 

c 

c 

P 

RT 

c 

P 

RT 

c 

c 

c 

c 

c 

c 

c 

c 

c 

P 

RT 

c 

P 

RT 

c 

P 

RT 

c 

P 

RT 

c 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

K 

i 

i 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

i 

eq 

i 

P 

i 

P 

P 

K 

 

0 

, 

0 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

i 

eq 

i 

c 

i 

c 

c 

K 

 

0 

, 

0 

0 

0 

0 

0 

P K c 

P 

RT 

c 

K 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

L 

mol 

c 1 

0 

Demostración: 


Tema 6 Equilibrio químico



15 

Constante de equilibrio K x 

Es frecuente expresar la constante de equilibrio en 

función de fracciones molares: 

K 

x 

 

i 

x 

i 

i, 

eq 

aA 

bB 

P 

K 

K 

i 

0 

P 

0 

P 

 

 

x 

i 

x 

i 

x 

P 

 

T 

 

 

 

d 

D, 

eq 

a 

A, 

eq 

dD eE 

P 

x 

x 

i, 

eq 

0 

P 

e 

E, 

eq 

b 

B, 

eq 

P 

i 

P 

 

 

P 

 

P 

P 

 

0 

 

P 

D, 

eq 

0 

A, 

eq 

0 

ed 

ab 

d 

P 

 

P 

a 

P 

 

P 

P 

 

0 

P 

Demostración: 

E, 

eq 

0 

B, 

eq 

0 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

e 

b 

 

 

i 

 

 

 

 

 

 

 

K 

x 

x 

x 

 

0 P 

P 

K 

0 x 

 

D, 

eq 

0 

P 

A, 

eq 

0 

P 

i 

i, 

eq 

P 

d 

P x 

 

P 

a 

P x 

 

P 

 

P 

 

0 

 

P 

E, 

eq 

0 

B, 

eq 

0 

 

P 

P 

K 

 

 

 

x 

 

 

 

e 

b



16 

6.4.- Equilibrio químico en disoluciones reales 

Constante de equilibrio en función de actividades: El estudio del equilibrio químico en disolución se 

lleva a cabo siempre empleando actividades, ya que la presencia del disolvente provoca desviaciones 

de la idealidad de las sustancias que reaccionan. Por tanto, los potenciales químicos de las sustancias 

en la mezcla de reacción se expresan en función de actividades como 

( l) 

i 

( l) 

 

0 

i 

Energía Gibbs de reacción 

RT ln a 

 

r 

i 

G 

 

G 

 

 

T , P 

 

r 

G 

0 

RT ln Q 

Se define cociente de reacción: 

Situación de no equilibrio 

a 

i 

i 

i 

 

Q 

aA 

bB cC dD 

i 

 

i 

 

i 

Q a 

 

c d 

aC 

aD 

 

a 

a 

a 

b 

A 

B



17 

Constante de equilibrio 

Cuando la reacción alcanza el equilibrio ( r G = 0) se obtiene que la variación de la energía Gibbs 

estándar de la reacción, r G o , es 

Gº RT 

ln 

r 

K a 

donde K 0 

a es la constante de equilibrio 

termodinámica, que depende de las 

actividades de las sustancias reaccionantes 

en equilibrio 

aA 

bB cC dD 

K 

a 

a 

 

i 

exp 

i 

K a 

 

 

i 

 

 

 

eq 

r 

G 

o 

 

b eq 

a 

a 

/ 

C 

A 

RT 

c 

eq 

a 

eq 

a 

a 

 

D 

B 

i 

d 

eq 

a 

i 

 

i 

eq 

La constante de equilibrio K a sólo depende de la temperatura, ya que es una combinación de 

potenciales estándar de las sustancias en la mezcla de reacción. Además, debido al carácter 

adimensional de la actividad, K a es una magnitud adimensional.



18 

K 

a 

 

Constantes de equilibrio K c , K x y K m 

exp 

 

o 

 

 

 

i 

i 

i 

rG 

/ RT ai 

x 

eq 

i 

. 

eq i 

Constante de equilibrio en función 

de fracciones molares: 

K 

x 

i 

a 

 

i x i 

 

i 

 

i 

x 

i 

i, 

eq 

i 

K 

a 

i 

K 

x 

eq 

 

 

 

i 

 

i 

. 

i 

eq 

Constante de equilibrio en función de concentraciones: 

K 

c 

 

 

 

 

c 

i, 

eq 

0 

i c 

 

 

 

 

i 

Constante de equilibrio en función de molalidades: 

K 

m 

 

 

 

 

m 

i, 

eq 

0 

i m 

 

 

 

i



19 

6.4.- Efecto de la temperatura en el equilibrio químico 

d ln K 

dT 

 

 

ln K rG 

RT 

 

d 

dT 

 

 

 

 

rG 

RT 

 

K P es sólo función de la temperatura. 

Derivamos respecto a T: 

drG 

 

dT 

 

Variación de entropía normal de reacción: 

Sustituyendo S 0 : 

 

RT 

r 

G 

R 

d 

 

G 

2 

2 

RT 

dT RT RT 

d r 

 

G 

dT 

 

 

 

S 

0 

r 

 

1 

 

 

r 

G 

 

Van´t Hoff. 

Nobel Química 1901 

d ln K 

dT 

rS 

 

RT 

 

rG 

 

2 

RT 

 

G 

 

T 

 

r 

H 

0 

S 

2 

RT 

0 

r 

G 

TS 

La ecuación de Van´t Hoff relaciona la variación 

de la constante de equilibrio con la temperatura 

con la entalpía de reacción estándar. 

0 

 

d ln K 

 

dT 

rH 

RT 

Ecuación de Van´t Hoff 

2



20 

Efecto de la temperatura en el equilibrio químico 

Ecuación de Van´t Hoff 

Si el intervalo de T es pequeño, 

podemos suponer H =cte. Integrando: 

Observa el parecido con la ecuación 

de Clausius-Clapeyron: 

ln 

P 

P 

trH 

 

R 

1 

T 

 

T 

2 

1 

1 

1 

2 

 

 

d ln K 

dT 

 

1 

2 

d 

ln 

ln 

 

K 

K( 

T 

K( 

T 

1 

rH 

RT 

 

) 

) 

2 

 

1 

 

2 

 

rH 

RT 

 

2 

 

H 

R 

dT 

 

1 

T 

1 

 

H 

R 

 

2 r 

1 

Ec. de Van´t Hoff integrada 

r 

 

 

rH 

1 

ln K cte 

R T 

T 

 

2 

2 

 

1 

 

 

dT 

2 

T 

Midiendo K a distintas T, y representando lnK frente a 1/T 

se obtiene una línea recta de pendiente r H/R. 

-Si la reacción es endotérmica pendiente negativa 

-Si la reacción es exotérmica pendiente positiva


6.5.- Principio de Le Châtelier 


21 

“Si un sistema químico que está en equilibrio se somete a una perturbación que 

cambie cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio, el 

sistema evolucionará para contrarrestar el efecto de la perturbación”. 

Variación de T a P=cte 

El equilibrio se desplazará hacia el lado que 

contrarreste el efecto del cambio de T: 

Reacción endotérmica: H>0 

1 1 

T 

2 

T1 

 

 

0 ln 

T2 

T1 

 

H 

0 : T K 

Reacción exotérmica: H


Principio de Le Châtelier 


Variación de P a T=cte 

22 

El equilibrio se desplaza hacia el lado que contrarreste el efecto del cambio de P: 

 

 

productos 

 

i 

i , 

 

i, 

reactivos 

i 

K 

x 

f 

 

T, 

P 

 

K 

0 

P 

 

K 

x 

 

 

 

P 

atm 

 

 

 

 

 

0 n º moles productos 

nº 

moles reactivos 

Si aumenta P aumenta P K x disminuye para que el producto K P se mantenga constante x reactivos 

aumenta y x productos disminuye el equilibrio se desplaza hacia la formación de REACTIVOS. 

O bien, si P aumenta, el equilibrio se desplaza hacia el lado que haya menos moles (que ejercerán menos 

P, de modo que disminuyen P) a la izquierda 

 

0 n º moles productos 

nº 

moles reactivos 

Si aumenta P aumenta P (en el denominador) K x aumenta para que el producto K P se mantenga 

constante x reactivos disminuye y x productos aumenta el equilibrio se desplaza hacia la formación de 

PRODUCTOS. 

O bien, si P aumenta, el equilibrio se desplaza hacia el lado que haya menos moles (que ejercerán 

menos P, de modo que disminuyen P ) a la derecha 

Variación de CONCENTRACIÓN 

- Si se añade reactivo: se desplaza a drcha para consumir el reactivo añadido 

- Si se añade producto: se desplaza a izda para consumir el producto añadido



23 

6.6.- Equilibrio químico en disoluciones de electrolitos 

Autoionización del agua 

De acuerdo con la definición de Brönsted y Lowry, el agua es una sustancia anfótera que puede 

comportarse como ácido y como base. Por tanto, en el agua líquida pura y en disoluciones acuosas se 

produce un proceso de autoionización del agua: 

2 H 2 O H 3 O + + OH — 

Las medidas experimentales indican que sólo una fracción de las 

moléculas de agua están ionizadas, por lo que se puede escribir una 

constante de equilibrio para el proceso de autoionización como 

La constante de autoionización se puede simplificar en disoluciones diluidas 

considerando que 

(agua) 

2 

 

a H O pura 

2 

H 

3 

O 

 

γ 

1 

OH 

 

K 

o 

w 

 

m 

H 

2 3 

O 

 

m 

 

o 

m 2 

OH 

 

K 

o 

w 

 

a 

H 

3 

O 

a 

 

a 

2 

H O 

2 

OH 

 

Los datos experimentales de conductividades 

permiten establecer que el producto iónico 

del agua y los coeficientes de actividad de los 

iones en disolución son: 

o 

K w 

 

 

10 14 

m H 

m 

3 

O 

 

OH 

 

10 7 mol/kg 

0,9996 ( Ec. 

Davies) 

1



24 

Ácidos y bases 

Se denominan ácidos y bases fuertes a aquellos que se disocian completamente en disolución. Son 

ácidos y bases débiles aquellos que sólo se disocian parcialmente. 

De acuerdo con lo anterior, la fuerza de un ácido o una base depende del desplazamiento de su 

equilibrio de disociación y el valor de la constante de equilibrio es una medida de la fuerza de un ácido 

o una base. La constante de equilibrio de actividades para un ácido débil en disolución acuosa es 

AH + H 2 O A — + H 3 O + 

K 

o 

a 

 

(γ 

(γ 

H 

3 

O 

AH 

 

m 

m 

H 

AH 

3 

O 

 

/m 

/m 

o 

o 

)(γ 

)(γ 

H 

2 

O 

A 

 

m 

m 

H 

2 

A 

 

O 

/m 

/m 

o 

o 

) 

) 

Considerando que la actividad del agua es uno y suponiendo que los 

coeficientes de actividad son uno para las especies no cargadas: 

 

 

2 

 

 

H O 

3 

 

γ 

A 

 

K 

a 

γ 

2 

 

m 

H 

 

3 

O 

m 

 

AH 

m 

A



25 

Solubilidad. Producto de solubilidad. 

Equilibrio heterogéneo 

Reacciones en equilibrio que presentan más de una fase: un sólido se disuelve en un disolvente hasta 

que la disolución y el soluto sólido alcanzan el equilibrio en esta situación se considera que la 

disolución está saturada. 

Solubilidad: máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de disolvente a 

una temperatura determinada. 

La constante para el equilibrio entre el soluto sólido y la disolución saturada se debe escribir 

en términos de actividades como 

 

 

AgCl( s) 

Ag ( aq) 

Cl ( aq) 

 

La actividad de la sal pura (sólida) es igual 

a uno (a AgCl(s) ≈ 1). 

Se introducen los coeficientes de actividad: 

Para una reacción general: 

M 

 

 

K 

o 

ps 

 

 

AgCl( s) 

Ag ( aq) 

Cl ( aq) 

 

 

K 

a 

o 

 

a 

K 

Ag 

, aq Cl 

, aq 

a 

a 

AgCl, 

s 

 

γ 

2 2 

ps m AgCl 

z 

z 

X ( s) 

 

M 

( aq) 

 

 

X ( aq) 

 

K ps 

 

 

 

 

m m 

 

 

Ag 

 

a 

Cl 

 

m 

 

 

Ag 

 

 

m 

Ag 

 

m 

Cl 

2 

 

 

m 

 

2 2 

. 

m 

m 

Cl AgCl 

 

 

 

AgCl



26 

Producto de solubilidad y temperatura 

Comportamiento habitual: La solubilidad de 

sólidos en líquidos aumenta con el aumento de la 

temperatura. 

Como toda constante de equilibrio: 

K PS =K PS (T) 

El aumento de la solubilidad no es igual para todas las 

sustancias: 

- el aumento de solubilidad del NaCl es muy pequeño 

-NaNO 3 sufre un incremento muy pronunciado 

- con comportamiento excepcional está el sulfato de cerio 

Ce 2 (SO 4 ) 3 cuya solubilidad desciende con el aumento de la 

temperatura. 

Ec. de Van´t Hoff integrada 

 

rH 

1 

ln K cte 

R T 

K PS depende de T



27 

6.7.- Efecto de la fuerza iónica sobre el equilibrio 

Efecto del ion común 

Los equilibrios de solubilidad pueden modificarse debido a la presencia de otros iones. 

Si se añade a una disolución saturada de una sal poco soluble otra disolución de un electrolito con 

un ion común, éste participará en la reacción química, de forma que, según el principio de Le 

Chatelier, el equilibrio de solubilidad se desplaza hacia la izquierda y la solubilidad de la sal 

disminuye. 

La disminución de solubilidad de un electrolito debido a adición de uno de los 

iones implicados en el equilibrio se denomina efecto del ion común. 

Ej: si a una disolución de cloruro de plata se le añade nitrato de plata (ion común Ag + ), el 

equilibrio se desplaza a la izquierda para consumir Ag + la solubilidad del ClAg 

disminuye : 

AgNO 3 (s) → Ag + (aq) + NO 3— (aq) 

AgCl (s) Ag + (aq) + Cl — (aq) 

K 

o 

 

a 

Ag 

a 

 

a 

Cl 

AgCl 

 

 

cte



28 

Efecto de la fuerza iónica sobre el equilibrio 

Efectos salinos: Se denomina efecto salino al aumento o descenso de la solubilidad 

del electrolito cuando se añade otro electrolito fuerte soluble que no posee ningún ion común. 

Estas variaciones de solubilidad son debidas a la variación de la fuerza iónica de la disolución. 

Efecto salino primario (salting–in) corresponde al aumento de la solubilidad de la sal 

provocado por la adición del electrolito inerte. Este efecto se observa cuando la fuerza iónica es baja. 

En estas condiciones se cumple la ley límite de Debye–Hückel: 

log 

 

A 

z 

 

z 

Ej: electrolito 1-1, I = 0.5 

 

electrolito 1-1, I = 0.05 

¿Cómo afecta a la solubilidad? 

 

I 

 

 

I 

K ps 

A fuerza iónica baja: si I aumenta disminuye 

log 

0,509.1. 

0,5 0.356 

 

log 

0,509.1. 

0,05 0.114 

 

 

disminuye 

cte 

 

 

 

 

 

m 

 

0,436 

A fuerza iónica baja, la adición de otro electrolito provoca un aumento de solubilidad 

 

 

m 

 

 

 

aumenta 

 

 

 

0,769 

 

 

m 

m 

 

La constante K ps varía con T. Si T=cte y disminuye, K ps permanece constante la molalidad debe 

aumentar para que el producto se mantenga constante el electrolito será más soluble



29 

Efecto de la fuerza iónica sobre el equilibrio 

El agua de mar tiene una fuerza iónica baja, de modo que sólo presenta el 

efecto salino primario. 

Efecto salino secundario (salting–out): para valores altos de la fuerza iónica, el 

coeficiente de actividad aumenta cuando aumenta la fuerza iónica, de modo que la solubilidad 

disminuye. A alta fuerza iónica se cumple: 

log 

 

A 

z 

 

z 

 

I 

1 

Ba 

I 

bI 

A fuerza iónica alta: si I aumenta 

aumenta 

 

I 

 

 

K ps 

 

cte 

 

 

 

 

 

 

 

 

m 

m 

 

 

m 

 

 

 

m 

 

 

 

Si aumenta, puesto que K ps es una constante, la molalidad debe disminuir 

el electrolito será menos soluble 

Esta disminución de la solubilidad de la sal al añadir un electrolito no común a fuerzas 

iónicas altas se denomina efecto salino secundario (salting–out). 

A fuerza iónica alta, la adición de otro electrolito provoca una disminución de solubilidad



30 

Efecto ión común y efecto salino. Comparativa 

Influencia del efecto de ión común y del efecto salino en la solubilidad del cromato de plomo PbCrO 4 . 

El efecto de la fuerza iónica es más 

acusado cuantos más iones hay en la 

disolución, porque el coeficiente de 

actividad depende de la fuerza iónica. 

La solubilidad del PbCrO 4 aumenta al añadir KCl, que no tiene 

iones comunes. La solubilidad aumenta paulatinamente 

debido al efecto salino primario. 

Si a una disolución de cromato de plomo 

(PbCrO 4 ) se añade cromato potásico (K 2 CrO 4 ) 

la presencia del ion cromato (CrO 4 

-2 

), común 

a las dos sales, reduce drásticamente la 

solubilidad del PbCrO 4 , incluso en presencia 

de pequeñas concentraciones del ión común. 

Al aumentar la concentración de la sal añadida, 

la solubilidad del cromato de plomo disminuye 

más suavemente.



31 

Efecto ión común y efecto salino. Comparativa 

Efecto salino primario: 

Teoría de Debye-Hückel 

Al añadir KCl, hay más cationes y aniones en 

disolución, que se atraen entre sí por fuerzas de 

Coulomb. 

-Las fuerzas de agitación térmica sólo pueden 

crear una distribución espacial desordenada de 

los iones en la disolución. 

- Pero, bajo la influencia de fuerzas eléctricas se 

desarrolla una débil forma de estructura: cada 

catión tiene, en promedio, más aniones que 

cationes a su alrededor, y viceversa (“nube 

iónica”). Como resultado los iones no se 

pueden mover independientemente unos de 

otros, si no que tienen que “arrastrar” su nube 

iónica es como si la concentración efectiva 

fuera menor que la concentración real: la 

solubilidad aumenta para compensar la 

disminución de la concentración

EQUILIBRIO QUÍMICO

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