2 HBr(g) <=ftharpoons H2(g)+Br2(g)
No equilíbrio, a concentração de Br2 foi medida para ser 0,0955 M. Qual é o Kc para esta reação nesta temperatura?

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada no que a questão está pedindo! Temos a reação de equilíbrio:
2 HBr(g) <=ftharpoons H2(g)+Br2(g)
A concentração de Br2 no equilíbrio é 0,0955 M, e precisamos descobrir o valor da constante de equilíbrio, Kc, para essa reação na temperatura dada. Para resolver isso, vamos precisar entender como calcular a Kc usando as concentrações dos reagentes e produtos no equilíbrio.

Passo 2

Primeiro, vamos relembrar a definição da constante de equilíbrio, Kc. Para uma reação geral:
aA + bB <=ftharpoons cC + dD
A constante de equilíbrio é dada por:
Kc = [C]^c [D]^d[A]^a [B]^b
No nosso caso, a reação é:
2 HBr <=ftharpoons H2 + Br2
Então, a expressão para Kc fica:
Kc = [H2] [Br2][HBr]^2

Passo 3

Agora, precisamos identificar as concentrações dos produtos e reagentes no equilíbrio. A questão nos dá que [Br2] = 0,0955 M. Pela estequiometria da reação, para cada 1 mol de Br2 formado, 1 mol de H2 também é formado, e 2 mols de HBr são consumidos.
Então, podemos assumir que:
[H2] = 0,0955 M

Passo 4

Para encontrar [HBr] no equilíbrio, precisamos saber quanto de HBr foi consumido para formar as concentrações de H2 e Br2. Suponha que inicialmente tínhamos uma concentração [HBr]inicial. Após o equilíbrio, a concentração de HBr será:
[HBr] = [HBr]inicial - 2 times 0,0955 M
No entanto, como a concentração inicial de HBr não foi fornecida na questão, não podemos calcular um valor numérico exato para Kc. Precisaríamos dessa informação para prosseguir.

Resposta

Não é possível determinar o valor de Kc com os dados fornecidos, pois falta a concentração inicial de HBr necessária para o cálculo.

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