A 448^{\circ} \mathrm{C} a constante de equilíbrio, K_{\text {eq }}, para a reação
\mathrm{H}_{2}(g)+\mathrm{I}_{2}(g) \rightleftharpoons 2 \mathrm{HI}(g)
é 51. Determine como a reação prosseguirá para atingir o equilíbrio a 448^{\circ} \mathrm{C} se começarmos com 4,0 \times 10^{-2} \mathrm{~mol} de \mathrm{HI}, 2,5 \times 10^{-2} \mathrm{~mol} de \mathrm{H}_{2} e 1,5 \times 10^{-2} \mathrm{~mol} \mathrm{de} \mathrm{I}_{2} em um recipiente de 1,50 \mathrm{~L}.

Passo 1

O enunciado trata do equilíbrio químico da reação
\mathrm{H}_{2}(g)+\mathrm{I}_{2}(g)\rightleftharpoons 2\,\mathrm{HI}(g)
a 448^{\circ}\mathrm{C}, com constante de equilíbrio K_{\mathrm{eq}}=51. Queremos saber em que sentido a reação se ajusta (direto ou inverso) quando iniciamos com quantidades dadas de reagentes e produto num volume de 1,50,L. Para isso, calculamos o quociente de reação Q e comparamos com K_{\mathrm{eq}}.

Passo 2

Calculamos as concentrações iniciais dividindo cada mol por V=1,50,L:
[\mathrm{HI}] = \frac{4,0\times10^{-2}}{1,50} = 0,0267\text{ M}.
[\mathrm{H}_{2}] = \frac{2,5\times10^{-2}}{1,50} = 0,0167\text{ M}.
[\mathrm{I}_{2}] = \frac{1,5\times10^{-2}}{1,50} = 0,0100\text{ M}.

Passo 3

Definimos o quociente de reação
Q = \frac{[\mathrm{HI}]^{2}}{[\mathrm{H}_{2}]\,[\mathrm{I}_{2}]}.

Passo 4

Substituímos as concentrações calculadas:
Q = \frac{(0,0267)^{2}}{(0,0167)(0,0100)} \approx 4,27.

Passo 5

Comparamos Q e K_{\mathrm{eq}}:
Q = 4,27 < K_{\mathrm{eq}} = 51.
Como Q<K_{\mathrm{eq}}, a reação ainda não formou produto suficiente, então prossegue no sentido direto (formando mais HI) até atingir o equilíbrio.

Resposta

A reação prosseguirá no sentido direto, consumindo \mathrm{H}_{2} e \mathrm{I}_{2} e formando mais \mathrm{HI} até que Q se iguale a K_{\mathrm{eq}}.

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