Para resolver essa questão, precisamos usar a constante de equilíbrio (Keq) e a reação dada: \[ H_2(g) + Cl_2(g) ⇔ 2HCl(g) \] No equilíbrio, temos 1 mol de \( H_2 \) e 1 mol de \( Cl_2 \) em um recipiente de 1 L. Isso significa que as concentrações de \( H_2 \) e \( Cl_2 \) são: \[ [H_2] = 1 \, \text{mol/L} \] \[ [Cl_2] = 1 \, \text{mol/L} \] Vamos chamar a concentração de \( HCl \) no equilíbrio de \( x \). Como a reação produz 2 moles de \( HCl \) para cada mol de \( H_2 \) e \( Cl_2 \) consumido, temos: \[ [HCl] = 2x \] A expressão da constante de equilíbrio é dada por: \[ K_{eq} = \frac{[HCl]^2}{[H_2][Cl_2]} \] Substituindo os valores: \[ K_{eq} = \frac{(2x)^2}{(1)(1)} = 4x^2 \] Sabemos que \( K_{eq} = 2,5 \times 10^{33} \), então: \[ 4x^2 = 2,5 \times 10^{33} \] Resolvendo para \( x \): \[ x^2 = \frac{2,5 \times 10^{33}}{4} = 0,625 \times 10^{33} = 6,25 \times 10^{32} \] \[ x = \sqrt{6,25 \times 10^{32}} = 2,5 \times 10^{16} \] Como \( [HCl] = 2x \): \[ [HCl] = 2(2,5 \times 10^{16}) = 5 \times 10^{16} \, \text{mol/L} \] Portanto, a alternativa correta que representa a concentração de \( HCl \) no equilíbrio é: D) \( 5 \times 10^{16} \)