A uma certa temperatura, foi preparada uma mistura:
H2(g)+I2(g) Leftrightarrow 2 HI(g)
Ao colocar-se 0,200 mol de H2 e 0,200 mol de I2 dentro de um frasco de 2,00 litros. Após um tempo, o equilíbrio foi estabelecido. A coloração púrpura do vapor de I2 foi utilizada para monitorar a reação e, através da diminuição da intensidade da coloração púrpura, foi determinado que, no equilíbrio, a concentração de I2 tinha caído para 0,020 mol L^-1.

Passo 1

Beleza, vamos recapitular o que rolou: a reação é
H2(g) + I2(g) ;Leftrightarrow; 2,HI(g)
Começamos com 0,200 mol de H₂ e 0,200 mol de I₂ num frasco de 2,00 L. Aí, depois de um tempo, o sistema chega no equilíbrio e descobrimos que a concentração de I₂ ficou em 0,020 mol/L.
Conteúdo da matéria: equilíbrio químico e constante de equilíbrio Kc = [HI]^2[H2],[I2] .
O que vamos precisar: tabela do tipo ICE (Inicial, Variação, Equilíbrio) e a expressão da constante :

Passo 2

Primeiro, converte a quantidade de mol em concentração inicial:
[H2]0 = 0,200;mol2,00;L = 0,100;mol/L,
[I2]0 = 0,200;mol2,00;L = 0,100;mol/L,
e como não tinha HI no começo,
[HI]0 = 0

Passo 3

Agora montamos a tabela ICE:
c|ccc & H2 & I2 & HI hline Inicial (I) & 0,100 & 0,100 & 0 Variação (C) & -x & -x & +2x Equilíbrio (E)& 0,100 - x & 0,100 - x & 2x çãí
Aí, a gente sabe que no equilíbrio 0,100 - x = 0,020 Longrightarrow x = 0,100 - 0,020 = 0,080 . Então:

Passo 4

Com esse [H2]rm eq = 0,100 - x = 0,100 - 0,080 = 0,020;mol/L, descoberto, calculamos as outras concentrações no equilíbrio:
[HI]rm eq = 2x = 2 times 0,080 = 0,160;mol/L

Passo 5

Agora aplicamos a expressão da constante de equilíbrio Kc = [HI]^2[H2],[I2] = (0,160)^2(0,020),(0,020) :
(0,160)^2 = 0,0256, (0,020),(0,020) = 0,0004,
Calculemos:
Kc = 0,02560,0004 = 64

Resposta

O valor da constante de equilíbrio para essa reação, nessa temperatura, é 64.

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