Uma mistura de hidrogênio \left(\mathrm{H}_{2}\right), iodo \left(\mathrm{I}_{2}\right), e iodeto de hidrogênio (\mathrm{HI}), cada um com concentração de 0,004 \mathrm{~mol} \mathrm{~L}^{-1}, foi introduzida em um recipiente aquecido a 490 { }^{\circ} \mathrm{C}. Nesta temperatura o valor de constante de equilíbrio (K) é igual a 46 para a seguinte reação:
\mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{I}_{2(\mathrm{~g})} \leftrightarrows 2 \mathrm{HI}_{(\mathrm{g})}
Indique se a reação tem tendência a formar mais HI ou não:

Passo 1

O enunciado dá as concentrações iniciais de \mathrm{H}_2, \mathrm{I}_2 e \mathrm{HI} como 0,004\\ \mathrm{mol\,L}^{-1} cada e informa que a constante de equilíbrio a 490\\ ^\circ\mathrm{C} é K_c=46 para a reação
\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})} + \mathrm{I}_{2(\mathrm{g})} \leftrightarrows 2\,\mathrm{HI}_{(\mathrm{g})}.
O conteúdo envolvido é equilíbrio químico e vamos precisar comparar o quociente de reação Q_c com K_c.

Passo 2

Escrevemos a expressão da constante de equilíbrio e do quociente de reação:
K_c = \frac{[\mathrm{HI}]^2}{[\mathrm{H}_2]\,[\mathrm{I}_2]} \quad\text{e}\quad Q_c = \frac{[\mathrm{HI}]^2_{\text{inicial}}}{[\mathrm{H}_2]_{\text{inicial}}\,[\mathrm{I}_2]_{\text{inicial}}}.

Passo 3

Substituímos as concentrações iniciais 0,004\\ \mathrm{mol\,L}^{-1} em Q_c:
Q_c = \frac{(0,004)^2}{(0,004)\,(0,004)} = \frac{0,000016}{0,000016} = 1.

Passo 4

Comparamos Q_c e K_c:
Q_c = 1 \quad\text{e}\quad K_c = 46.
Como Q_c < K_c, o sistema ainda não atingiu o equilíbrio e tende a deslocar-se no sentido de formar mais produtos.

Resposta

A reação tem tendência a formar mais \mathrm{HI} (desloca-se para a direita).

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