Considere o equilíbrio representado pela Equação (I). Suponha que comecemos com HI puro a uma concentração de 0,100 mol / L a 520^circ C. A concentração de equilíbrio do H2 é 0.010 mol / L. Calcule:
a. [I2],
b. [HI],
c. Kc para a reação (I)
2 HI(g) <=ftharpoons H2(g)+I2(g)(I)

Passo 1

Primeiro, vamos entender o que o enunciado está nos pedindo. Temos uma reação de equilíbrio representada pela Equação (I):
2 HI(g) <=ftharpoons H2(g)+I2(g)
Começamos com uma concentração inicial de HI puro de 0,100 , mol/L a uma temperatura de 520^circ C. Sabemos que, no equilíbrio, a concentração de H2 é 0,010 , mol/L. Vamos resolver as partes a, b e c do exercício utilizando os conceitos de equilíbrio químico e a constante de equilíbrio ( Kc).

Passo 2

Vamos montar uma tabela de ICE (Inicial, Mudança, Equilíbrio) para organizar as concentrações das espécies químicas envolvidas na reação.
Espécie Inicial ( mol/L) Mudança ( mol/L) Equilíbrio ( mol/L)
HI 0,100 -2x 0,100 - 2x
H2 0 +x x
I2 0 +x x
Aqui, usamos x para representar a variação na concentração de H2 e I2 no equilíbrio.

Passo 3

Sabemos que no equilíbrio, a concentração de H2 é 0,010 , mol/L. Portanto, podemos determinar o valor de x:
x = 0,010 , mol/L

Passo 4

Agora, substituímos o valor de x na tabela de ICE para encontrar as concentrações de todas as espécies no equilíbrio.
Para I2:
[I2] = x = 0,010 , mol/L

Passo 5

Para HI:
[HI] = 0,100 - 2x = 0,100 - 2(0,010) = 0,100 - 0,020 = 0,080 , mol/L

Passo 6

Agora, vamos calcular a constante de equilíbrio ( Kc) para a reação. A expressão para Kc é dada por:
Kc = [H2][I2][HI]^2
Substituindo os valores encontrados:
Kc = (0,010)(0,010)(0,080)^2 = 0,00010,0064 = 0,015625

Resposta

a. [I2] = 0,010 , mol/L
b. [HI] = 0,080 , mol/L
c. Kc = 0,0156

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