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:
c. Kc para a reação (I)

Passo 1

Beleza, vamos lá! A gente tem uma reação em equilíbrio onde começamos com uma certa concentração de HI puro a 520°C. Precisamos calcular a constante de equilíbrio, , para essa reação. Para isso, vamos usar os conceitos de equilíbrio químico e concentração molar. Vamos precisar entender como as concentrações mudam à medida que a reação ocorre e aplicar a fórmula do .

Passo 2

Primeiro, vamos identificar a reação química envolvida. Geralmente, o ácido iodídrico (HI) se decompõe da seguinte forma:
2 , HI <=ftharpoons H2 + I2
Nessa reação, 2 mol de HI se transformam em 1 mol de H₂ e 1 mol de I₂.

Passo 3

Agora, vamos montar uma tabela para acompanhar as concentrações:
Espécie Inicial (mol/L) Variação (mol/L) Equilíbrio (mol/L)
HI 0,100 -2x 0,100 - 2x
H₂ 0 +x x
I₂ 0 +x x
Aqui, representa a quantidade de H₂ formado no equilíbrio. A variação de HI é porque para cada 1 mol de H₂ formado, 2 mols de HI são consumidos.

Passo 4

Sabemos que no equilíbrio a concentração de H₂ é 0,010 mol/L. Então, [HI] &= 0,100 - 2(0,010) = 0,080 , mol/L [H2] &= 0,010 , mol/L [I2] &= 0,010 , mol/L mol/L. Vamos substituir esse valor na tabela para encontrar as concentrações no equilíbrio:

Passo 5

Agora que temos as concentrações no equilíbrio, podemos usar a expressão da constante de equilíbrio Kc = [H2][I2][HI]^2 :
Kc = (0,010)(0,010)(0,080)^2 = 0,00010,0064 = 0,015625
Substituindo os valores que calculamos:

Resposta

A constante de equilíbrio para a reação é aproximadamente 0,016.

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