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Generado el: 20 de julio de 2026 a las 21:34

Calculadora del cociente de reacción Q

Datos de entrada

Concentración de A0,1 M
Coeficiente estequiométrico a1
Concentración de B0,2 M
Coeficiente estequiométrico b1
Concentración de C0,5 M
Coeficiente estequiométrico c1
Concentración de D1 M
Coeficiente estequiométrico d0
Constante de equilibrio K10

Generado con OneCalc · https://onecalc.app/es/chemistry/reaction-quotient

Química

Calculadora del cociente de reacción Q

Calcula el cociente de reacción Q a partir de las concentraciones actuales y lo compara con la constante de equilibrio K para predecir en qué sentido evolucionará la reacción aA + bB ⇌ cC + dD.

Datos de entrada

Resultados

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\begin{aligned} Q &= \dfrac{[\text{C}]^{c}\,[\text{D}]^{d}}{[\text{A}]^{a}\,[\text{B}]^{b}} \\ &= \dfrac{ 0,5^{1}\,1^{0} }{ 0,1^{1}\,0,2^{1} } \\ &= ? \end{aligned}

Como Q < K, la reacción se desplaza hacia adelante (a la derecha): se consumen reactivos y se forma más producto hasta que Q aumenta e iguala a K.

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Qué indica el cociente de reacción

El cociente de reacción Q mide las cantidades relativas de productos y reactivos presentes en cualquier momento de una reacción reversible. Se calcula con la misma expresión que la constante de equilibrio K, pero a partir de las concentraciones que existen en ese instante y no de las concentraciones en el equilibrio. Comparar Q con K revela si una reacción todavía tiene margen para avanzar, si se ha excedido hacia los productos o si ya se ha estabilizado en el equilibrio.

La expresión del cociente de reacción

Para la reacción general:

aA+bB⇌cC+dDa\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}

el cociente de reacción en concentraciones molares es:

Qc=[C]c[D]d[A]a[B]bQ_c = \frac{[\text{C}]^c [\text{D}]^d}{[\text{A}]^a [\text{B}]^b}

Los corchetes indican las concentraciones molares actuales (mol/L) y los exponentes son los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada. Al igual que con K, los sólidos puros y los líquidos puros se omiten porque sus concentraciones son prácticamente constantes.

Comparación de Q con K

Una vez conocido Q, una sola comparación con K predice el sentido del desplazamiento:

ComparaciónSentido del desplazamientoSignificado
Q < KDirecto (a la derecha)Faltan productos; la reacción forma más producto
Q = KSin desplazamiento netoEl sistema ya está en equilibrio
Q > KInverso (a la izquierda)Sobran productos; la reacción vuelve a formar reactivos

Es una expresión directa del principio de Le Chatelier: el sistema siempre se mueve en el sentido que acerca Q a K.

Ejemplo resuelto

Consideremos la reacción A + B ⇌ C con una constante de equilibrio K = 10. Supongamos que las concentraciones actuales son:

[A]=0,10 M,[B]=0,20 M,[C]=0,50 M[\text{A}] = 0{,}10\ \text{M}, \quad [\text{B}] = 0{,}20\ \text{M}, \quad [\text{C}] = 0{,}50\ \text{M}

Todos los coeficientes valen 1, de modo que:

Q=[C][A][B]=0,50(0,10)(0,20)=0,500,020=25\begin{aligned} Q &= \frac{[\text{C}]}{[\text{A}][\text{B}]} \\[6pt] &= \frac{0{,}50}{(0{,}10)(0{,}20)} \\[6pt] &= \frac{0{,}50}{0{,}020} \\[6pt] &= 25 \end{aligned}

Como Q = 25 es mayor que K = 10, hay más producto del que permite el equilibrio. La reacción se desplaza en sentido inverso, consumiendo C y volviendo a formar A y B hasta que Q baja a 10.

Excluir una especie: poner un coeficiente en cero

Cualquier especie con coeficiente estequiométrico 0 aporta un factor [X]⁰ = 1, que desaparece de la expresión. Así resulta sencillo tratar reacciones con menos de dos reactivos o productos: se pone en 0 el coeficiente no utilizado y su concentración deja de importar.

Q, K y la energía libre de Gibbs

La comparación entre Q y K también se relaciona con la termodinámica de la reacción. La relación

ΔG=ΔG∘+RTln⁡Q\Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q

muestra que cuando Q < K el cambio de energía libre ΔG es negativo y la reacción directa es espontánea; cuando Q > K, ΔG es positivo y se favorece la reacción inversa; y cuando Q = K, ΔG = 0 y el sistema está en equilibrio. El cociente de reacción es, por tanto, el puente entre las concentraciones medidas y la fuerza impulsora de una reacción.

Errores frecuentes

Q debe evaluarse con concentraciones expresadas en las mismas unidades usadas para definir K, normalmente mol/L para Qc o presiones parciales para Qp. Mezclar unidades, olvidar elevar cada concentración a su exponente estequiométrico o incluir sólidos y líquidos puros son los errores más habituales. Como Q depende del estado actual y K depende solo de la temperatura, una reacción con K fija puede tener Q por encima, por debajo o igual a K según las concentraciones presentes en ese instante.

Preguntas frecuentes (FAQ)

¿Cuál es la fórmula del cociente de reacción Q?

Para la reacción general aA + bB ⇌ cC + dD, el cociente de reacción es Q = ([C]^c · [D]^d) / ([A]^a · [B]^b), donde los corchetes indican las concentraciones molares actuales y los exponentes son los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada. Tiene exactamente la misma forma que la constante de equilibrio, pero las concentraciones se miden en el momento de interés y no en el equilibrio.

¿Cuál es la diferencia entre Q y K?

Q y K comparten la misma expresión algebraica, pero K usa concentraciones de equilibrio mientras que Q usa concentraciones en cualquier instante. K es fija para una reacción a una temperatura dada; Q cambia continuamente a medida que avanza la reacción e iguala a K solo cuando el sistema alcanza el equilibrio.

¿Cómo predice el sentido de una reacción la comparación de Q con K?

Si Q < K, hay relativamente pocos productos, así que la reacción evoluciona hacia adelante (a la derecha) para formar más producto. Si Q > K, hay relativamente demasiados productos, así que la reacción evoluciona hacia atrás (a la izquierda) para volver a formar reactivos. Si Q = K, las velocidades directa e inversa ya están equilibradas y el sistema está en equilibrio.

¿Qué significa que Q sea igual a K?

Cuando Q = K, el sistema está en equilibrio: la relación entre las concentraciones de productos y reactivos ya coincide con la constante de equilibrio, por lo que no hay cambio neto en ningún sentido. Las reacciones directa e inversa continúan a la misma velocidad y mantienen constantes las concentraciones.

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