Para resolver essa questão, vamos seguir os passos necessários para calcular a concentração de amoníaco \([NH_3]\) após 3 segundos e a diminuição das concentrações de \([H_2]\) e \([N_2]\). 1. Cálculo da concentração de \([NH_3]\) após 3 segundos: - A velocidade média de formação de amoníaco é de \(0,08 \, \text{M/s}\). - Em 3 segundos, a quantidade de amoníaco formado será: \[ \Delta [NH_3] = \text{velocidade} \times \text{tempo} = 0,08 \, \text{M/s} \times 3 \, \text{s} = 0,24 \, \text{M} \] - A concentração inicial de \([NH_3]\) é de \(0,78 \, \text{mol/L}\). Portanto, a nova concentração será: \[ [NH_3]_{\text{final}} = [NH_3]_{\text{inicial}} + \Delta [NH_3] = 0,78 \, \text{mol/L} + 0,24 \, \text{mol/L} = 1,02 \, \text{mol/L} \] 2. Cálculo da diminuição das concentrações de \([H_2]\) e \([N_2]\): - A formação de amoníaco a partir de hidrogênio e nitrogênio pode ser representada pela reação: \[ N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3 \] - Para cada 2 moles de \([NH_3]\) formados, 1 mole de \([N_2]\) e 3 moles de \([H_2]\) são consumidos. Portanto, a relação é: - Para 0,24 M de \([NH_3]\) formados: - \([N_2]\) consumido: \[ \Delta [N_2] = \frac{1}{2} \times 0,24 \, \text{M} = 0,12 \, \text{M} \] - \([H_2]\) consumido: \[ \Delta [H_2] = \frac{3}{2} \times 0,24 \, \text{M} = 0,36 \, \text{M} \] 3. Resultados finais: - Concentração de \([NH_3]\) após 3 segundos: \(1,02 \, \text{mol/L}\) - Diminuição de \([N_2]\): \(0,12 \, \text{M}\) - Diminuição de \([H_2]\): \(0,36 \, \text{M}\) Esses são os passos e cálculos necessários para resolver a questão. Se precisar de mais alguma coisa, é só avisar!