Considere o equilíbrio químico a seguir, estabelecido em um recipiente de 1,0 \mathrm{~L} (2 pontos):
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{~g}) \rightleftharpoons 2 \mathrm{HCl}(\mathrm{~g})
Inicialmente foram colocados 1,0 \mathrm{~mol} de \mathrm{H}_{2} e 1,0 \mathrm{~mol} de \mathrm{Cl}_{2}, e nenhum mol de HCl . No equilíbrio, a concentração de HCl é de 1,6 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}. Calcule as concentrações de \mathrm{H}_{2} e \mathrm{Cl}_{2} no equilíbrio.

Passo 1

O enunciado trata de um equilíbrio gasoso em que
\mathrm{H}_{2}(g) + \mathrm{Cl}_{2}(g) \rightleftharpoons 2\,\mathrm{HCl}(g)
num recipiente de 1{,}0\;\mathrm{L}. Inicialmente temos \,1{,}0 mol de \mathrm{H}_2, \,1{,}0 mol de \mathrm{Cl}_2 e 0 mol de \mathrm{HCl}. No equilíbrio foi medido [\mathrm{HCl}] = 1{,}6\;\mathrm{mol/L}. O conteúdo aqui é estequiometria de reações, uso de tabela ICE (Inicial-Change-Equilíbrio) e resolução de equação simples para achar as concentrações de \mathrm{H}_2 e \mathrm{Cl}_2.

Passo 2

Montamos a tabela ICE em termos de uma variável de avanço x:
\begin{array}{c|ccc} & [\mathrm{H}_2] & [\mathrm{Cl}_2] & [\mathrm{HCl}]\\hline \text{Inicial (mol/L)} & 1{,}0 & 1{,}0 & 0\\\ \text{Variação} & -x & -x & +2x\\\ \text{Equilíbrio} & 1{,}0 - x & 1{,}0 - x & 0 + 2x \end{array}çãí

Passo 3

Usamos o valor dado de [\mathrm{HCl}] no equilíbrio:
[\mathrm{HCl}]_{\text{eq}} = 2x = 1{,}6
Logo,
x = \frac{1{,}6}{2} = 0{,}8.

Passo 4

Substituímos x = 0{,}8 nas expressões de equilíbrio de \mathrm{H}_2 e \mathrm{Cl}_2:
[\mathrm{H}_2]_{\text{eq}} = 1{,}0 - 0{,}8 = 0{,}2\;\mathrm{mol/L},
[\mathrm{Cl}_2]_{\text{eq}} = 1{,}0 - 0{,}8 = 0{,}2\;\mathrm{mol/L}.

Resposta

[\mathrm{H}_2]_{\text{eq}} = 0{,}2\;\mathrm{mol/L}
[\mathrm{Cl}_2]_{\text{eq}} = 0{,}2\;\mathrm{mol/L}

Exercícios relacionados