Para a reação I2(g)+Br2(g) <=ftharpoons 2 IBr(g) Kc=280 a 150^circ C. Suponha que 0,500 mol de IBr em um frasco de 2,00 L é deixado atingir o equilíbrio a 150^circ C. Quais são as concentrações de IBr , de I2 e Br2 no equilíbrio?

Passo 1

O enunciado trata do equilíbrio químico da reação
I2(g) + Br2(g) <=ftharpoons 2,IBr(g)
com Kc=280 a 150^circC. Começamos com 0,500 mol de IBr num frasco de 2,00 L, ou seja, concentração inicial de IBr =[IBr]0=0,500/2,00=0,250 M, e concentrações iniciais de I2 e Br2 iguais a zero. Para resolver, vamos montar uma tabela ICE (Inicial–Variação–Equilíbrio) e usar a expressão da constante de equilíbrio.

Passo 2

Definimos como a concentração de (e de ) formada por dissociação de IBr. Na reação inversa consome-se 2 mol de IBr para formar 1 mol de e 1 mol de . A tabela ICE em concentração é:

Passo 3

A expressão de Kc para esta reação é
Kc=[IBr]^2[I2],[Br2]
No equilíbrio substituímos as concentrações da tabela:
280 = (0,250 - 2x)^2x cdot x = (0,250 - 2x)^2x^2

Passo 4

Tomando raiz quadrada em ambos os lados, obtemos
0,250 - 2xx = raiz280approx 16,733
Isolando x:
0,250 - 2x = 16,733,x Longrightarrow 0,250 = 18,733,x Longrightarrow x = 0,25018,733approx 0,01334 M

Passo 5

Agora calculamos as concentrações em equilíbrio:
[I2] = x approx 0,01334 M, [Br2] = x approx 0,01334 M,
[IBr] = 0,250 - 2x approx 0,250 - 2(0,01334) = 0,2233 M

Resposta

[IBr] = 0,223 M,
[I2] = 0,0133 M,
[Br2] = 0,0133 M

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