Ao observar a figura 3 repara-se que ocorreu uma variação nas concentrações dos reagentes, até estas estabilizarem quando o sistema atingiu equilíbrio químico, isto deve-se aos reagentes se terem convertido em $\mathrm{HI(g)}$ com uma razão de $1:2$, de acordo com a estequiometria da reação. Assim sendo, é possível deduzir qual será a concentração de $\mathrm{HI(g)}$ quando o sistema atingiu equilíbrio químico. $$n_{\mathrm{HI(e)}}=2n_{\mathrm{H_{2}(que ~reagiu)}}=2\Delta n_{\mathrm{I_{2}}}$$$$c=\frac{n}{V}\Leftrightarrow c=\frac{n}{1,00}\Leftrightarrow c=n$$$$\mathrm{[HI]_{e}}=2\times\Delta[\mathrm{H_{2}}]=2\times(0,360-0,144)=0,432 ~\mathrm{mol ~dm^{-3}}$$Com isto, e ao consultar a figura 3 para determinar as concentrações de $\mathrm{I_2}$ e $\mathrm{H_2}$ em equilíbrio, é trivial calcular a constante de equilíbrio da reação à temperatura $T$.$$[\mathrm{I_{2}]_{e}=0,024~mol~dm^{-3}}$$$$\mathrm{[H_{2}]_{e}=0,144~mol~dm^{-3}}$$$$K_{c}=\mathrm{\frac{{[Hl]_{e}}^{2}}{[I_{2}]_{e}[H_{2}]_{e}}}=\frac{0,432^{2}}{0,024\times0,144}=54$$Resposta: A constante de equilíbrio da reação à temperatura $T$ é de $54$.