Para a reação X \rightleftharpoons 2 Y, foram colocados 0,5 \mathrm{~mol} de X em 1 L . No equilíbrio, restam 0,2 \mathrm{~mol} de X . Calcule [\mathrm{Y}] e K .

Passo 1

O enunciado apresenta a reação \,X \rightleftharpoons 2Y, em 1\,\mathrm{L}, com 0,5\,\mathrm{mol} de X inicialmente e 0,2\,\mathrm{mol} de X no equilíbrio. Vamos usar uma tabela ICE (Inicial–Variação–Equilíbrio) para obter [Y] e em seguida calcular a constante de equilíbrio K_c.

Passo 2

Montamos a tabela considerando que as quantidades em mol divididas por 1\,\mathrm{L} são as concentrações em mol  L^{-}¹:
Inicial: [X]_i = 0,5, [Y]_i = 0
Variação: +\Delta X = -0,3 (consumido), +\Delta Y = +2\cdot0,3 = +0,6
Equilíbrio:
[X]_{eq} = 0,5 - 0,3 = 0,2\quad\mathrm{mol\,L^{-1}},
[Y]_{eq} = 0 + 0,6 = 0,6\quad\mathrm{mol\,L^{-1}}.

Passo 3

A constante de equilíbrio em concentração para X \rightleftharpoons 2Y é
K_c = \frac{[Y]^2}{[X]}.
Substituindo os valores de equilíbrio:
K_c = \frac{(0,6)^2}{0,2} = \frac{0,36}{0,2} = 1,8.

Resposta

[Y] = 0,6\,\mathrm{mol\,L^{-1}} K = 1,8

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