Desde el estado inicial y la constante K, calcula el equilibrio.

Kc usa concentraciones molares de especies acuosas y gaseosas (mol/L).

Reacción y coeficientes

\mathrm{A}_{(\text{aq})} + \mathrm{B}_{(\text{aq})} \rightleftharpoons \mathrm{C}_{(\text{aq})} + \mathrm{D}_{(\text{aq})}

Ajusta el coeficiente y la fase. En Kc entran gases (g) y acuosos (aq); en Kp, sólo gases. Sólidos (s) y líquidos (l) puros se excluyen. Coeficiente 0 desactiva la especie.

Estado inicial

Reactivo A

Concentración inicial

mol/L

Reactivo B

Concentración inicial

mol/L

Producto C

Concentración inicial

mol/L

Producto D

Concentración inicial

mol/L

Constante de equilibrio

Valor numérico de K según la convención de concentración o presión seleccionada.

1.000e-61.000e+6

Resultados

Desplazamiento hacia productos (→)

Avance de reacción

0.5

mol/L

Q₀ = 0 | K = 1

Conversión del limitante

Q en el equilibrio = 1

Aproximación inválida (cambio ≥ 5%)

Tabla ICE

Tabla ICE (mol/L)

Concentraciones o presiones iniciales, cambios estequiométricos y valores de equilibrio por especie
Especie	A(aq)	B(aq)	C(aq)	D(aq)
Inicial (I)	1	1	0	0
Cambio (C)	−0.5	−0.5	+0.5	+0.5
Equilibrio (E)	0.5	0.5	0.5	0.5

Fundamentos y Explicación

¿Qué es una tabla ICE?

Cuando una reacción reversible $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$ alcanza el equilibrio, las concentraciones dejan de cambiar pero rara vez son las iniciales. La tabla ICE (del inglés Initial, Change, Equilibrium) es el método estándar para encontrar esas concentraciones de equilibrio: organiza en tres filas el estado Inicial, el Cambio que impone la estequiometría y el estado de Equilibrio.

Todo el cambio se expresa con una sola incógnita, el avance de reacción $\;x$ . Como cada especie reacciona en proporción a su coeficiente, las concentraciones de equilibrio son:

[A]_{eq} = [A]_0 - a\,x \qquad [B]_{eq} = [B]_0 - b\,x

[C]_{eq} = [C]_0 + c\,x \qquad [D]_{eq} = [D]_0 + d\,x

Aquí $x$ es la variable de cambio de la tabla ICE, no el avance termodinámico extensivo $\xi$ medido en moles. A volumen constante, $x_c=\xi/V$ para Kc; en un gas ideal a temperatura y volumen constantes, $x_p=RT\xi/V$ para Kp. Por eso la interfaz expresa $x$ en mol/L o atm.

El cociente Q decide el sentido

Antes de resolver conviene saber hacia dónde se moverá el sistema. El cociente de reacción $Q$ tiene la misma forma que $K$ , pero se evalúa con las concentraciones del momento:

Q = \frac{[C]^{c}\,[D]^{d}}{[A]^{a}\,[B]^{b}}

Comparando el $Q_0$ inicial con $K$ :

$Q_0 < K$ : faltan productos → la reacción avanza hacia la derecha ( $x > 0$ ).
$Q_0 > K$ : sobran productos → la reacción retrocede hacia la izquierda ( $x < 0$ ).
$Q_0 = K$ : el sistema ya está en equilibrio ( $x = 0$ ).

Resolver para x

En el equilibrio $Q = K$ . Sustituyendo las concentraciones de equilibrio se obtiene una ecuación en $x$ :

\frac{([C]_0 + c\,x)^{c}\,([D]_0 + d\,x)^{d}}{([A]_0 - a\,x)^{a}\,([B]_0 - b\,x)^{b}} = K

Para coeficientes $1{:}1$ esto suele reducirse a una cuadrática resoluble a mano; con otras estequiometrías se obtiene una ecuación no lineal. La calculadora la resuelve numéricamente por bisección en coordenadas logarítmicas, sin aplicar la aproximación de cambio pequeño.

Dentro del modelo ideal de una única reacción, $x$ está acotado por la condición de no negatividad. En ese intervalo $Q$ crece de forma estrictamente monótona, de modo que para una K finita y positiva existe una única solución representable o, si no hay movimiento físicamente posible, un estado bloqueado.

Equilibrios heterogéneos: sólidos y líquidos

Cuando las especies están en fases distintas, los sólidos puros y los líquidos puros (y el disolvente en disolución diluida) no aparecen en K. La razón: su actividad vale 1 y es constante — su cantidad no corre el equilibrio mientras quede algo de esa fase presente.

\text{CaCO}_3(s) \rightleftharpoons \text{CaO}(s) + \text{CO}_2(g) \qquad K_p = P_{\text{CO}_2}

Por eso en la calculadora elegís la fase de cada especie. Kc incluye gases $(g)$ y especies acuosas $(aq)$ ; Kp incluye sólo gases. Los sólidos $(s)$ y líquidos $(l)$ puros se excluyen (siguen en la tabla ICE, pero no en la expresión de K).

El módulo supone que cada fase pura seleccionada está presente en cantidad no limitantedurante todo el desplazamiento. Como no se solicita su cantidad inicial, el resultado deja de aplicar si un sólido o líquido puro se agota.

La regla del 5%

Cuando $K$ es muy pequeña, $x$ es minúsculo frente a las concentraciones iniciales, y muchos libros aproximan $[A]_{eq} \approx [A]_0$ para simplificar el álgebra. La aproximación se considera válida si el cambio relativo del reactivo limitante es menor al 5%:

\frac{a\,x}{[A]_0} \times 100\% < 5\%

La calculadora resuelve numéricamente la ecuación completa del modelo y además indica si esa aproximación concreta de cambio pequeño habría sido aceptable. El distintivo no valida por sí solo la idealidad, la reacción elegida ni otros supuestos químicos.

El método, paso a paso

Escribe la reacción balanceada.
Tabula las concentraciones iniciales (fila I).
Expresa el cambio con $x$ y los coeficientes (fila C).
Suma para obtener el equilibrio (fila E).
Sustituye en la expresión de $K$ y despeja $x$ .
Calcula las concentraciones y verifica la regla del 5%.

Y al revés (modo "Hallar K"): como $x$ es la única incógnita, basta con medir una sola especie en el equilibrio. Ese dato fija $x$ , con él completás toda la tabla y obtenés $K = Q$ en el equilibrio — sin necesidad de conocer todas las concentraciones de antemano. Para obtener una K finita y positiva, todos los valores que aparecen en la expresión de K deben ser estrictamente mayores que cero.

Alcance del modelo

Una reacción reversible balanceada, hasta dos reactivos y dos productos, una sola K a temperatura fija, disolución ideal diluida para Kc o gases ideales a T y V constantes para Kp. No contempla actividades o fugacidades no ideales, reacciones acopladas, cambios de volumen durante el ajuste ni agotamiento de fases puras.

Kc frente a Kp

Kc usa concentraciones de especies acuosas y gaseosas; Kp usa únicamente presiones parciales de gases. Este módulo sigue la convención pedagógica de trabajar con valores numéricos en mol/L y atm. La constante termodinámica rigurosa se formula con actividades adimensionales y presión estándar de 1 bar. Para gases ideales y unidades coherentes, la relación de química general es $\;K_p = K_c\,(RT)^{\Delta n_g}$ , donde $\Delta n_g$ cuenta sólo los coeficientes gaseosos.

Calculadoras relacionadas

La disociación de un ácido débil ( $K_a$ ) es, en el fondo, una tabla ICE: lo verás en Disociación Iónica. Cuando ya coexisten el ácido y su base conjugada, la calculadora de Buffer (Henderson-Hasselbalch) usa la forma logarítmica de ese mismo equilibrio.

Referencias Académicas

[1] Chang, R. & Goldsby, K. A. (2015). Chemistry (12th ed.). McGraw-Hill. (Equilibrio químico, tabla ICE, regla del 5%.)
[2] Atkins, P. & de Paula, J. (2018). Atkins' Physical Chemistry (11th ed.). Oxford University Press. (Constante de equilibrio y estado estándar.)
[3] Brown, T. L., et al. (2017). Chemistry: The Central Science (14th ed.). Pearson. (Cociente de reacción y sentido del cambio.)
[4] IUPAC (2025). Compendium of Chemical Terminology — Gold Book. (Constante de equilibrio, avance de reacción y presión estándar.)

Tabla ICE — Equilibrio Químico

Reacción y coeficientes

Estado inicial

Resultados

Tabla ICE

Fundamentos y Explicación

¿Qué es una tabla ICE?

El cociente Q decide el sentido

Resolver para x

Equilibrios heterogéneos: sólidos y líquidos

La regla del 5%

El método, paso a paso

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