Faz-se passar uma corrente de ar, borbulhando-se suavemente, através de benzeno líquido, num frasco a
, contra uma pressão ambiente de
. Após a passagem de 4,80 litros de ar, medidos a
e
antes que este contivesse vapor de benzeno, verificou-se que evaporaram 1,705 gramas de benzeno. Assumindo que o ar está saturado com vapor de benzeno ao deixar o frasco, calcule a pressão de vapor de equilíbrio do benzeno a
.
Passo 1
Vamos entender o que está acontecendo na questão. Temos ar passando por benzene líquido em uma temperatura de 20,0 °C e pressão ambiente de 100,56 kPa. Passando 4,80 litros de ar nessas condições, 1,705 gramas de benzene evaporaram. Queremos descobrir a pressão de vapor de equilíbrio do benzene a 20,0 °C. Para resolver isso, vamos precisar usar conceitos de equilíbrio de fases e cálculos com gases.
Passo 2
Primeiro, vamos calcular quantos mols de benzene evaporaram. A massa do benzene é 1,705 g. Sabemos que a massa molar do benzene (C₆H₆) é aproximadamente 78,11 g/mol. Então, os mols de benzene são:
Passo 3
Agora, vamos determinar os mols de ar que passaram pelo sistema. Usaremos a equação dos gases ideais:
Onde:
-
(pressão) -
(volume) -
(constante dos gases) -
(temperatura)
Convertendo o volume para metros cúbicos para manter as unidades consistentes:
Rearranjando a equação para encontrar
:
Passo 4
Sabemos que, no equilíbrio, o ar está saturado com vapor de benzene. Isso significa que a pressão total é a soma da pressão parcial do ar seco (
) e da pressão de vapor do benzene (
):
Queremos encontrar
. Podemos usar a relação molar entre o benzene e o ar para encontrar a pressão parcial.
Passo 5
A razão molar entre benzene evaporado e ar é:
Como a pressão é proporcional ao número de mols, a pressão parcial do benzene será:
Resposta
A pressão de vapor de equilíbrio do benzene a 20,0 °C é aproximadamente 11,2 kPa.
Exercícios relacionados
A equação de van’t Hoff expandida para a pressão osmótica, que nos fornece um valor mais próximo do real para as soluções não ideais é dada por:
.
apenas os dois primeiros termos:
. Sendo b um parâmetro empírico e [C] a concentração molar do soluto ([C] = c/M), sendo c = concentração em gramas por litro,
massa molar. Portanto,
RT + bRTc/M, um gráfico de (
) contra c nos fornece o valor de M.
As pressões osmóticas de soluções de uma enzima, representada por E, em água a 298K, são apresentadas abaixo. Determine a massa molar da enzima, sabendo que graficamente ) foram obtidos os valores de 7,464 e 19,646, para a e b, respectivamente. Obs. unidades correspondentes aos da tabela.
As pressões osmóticas de soluções de uma enzima, representada por E, em água a 298K, são apresentadas abaixo. Determine a massa molar da enzima, sabendo que graficamente
С (g/L) | 1,00 | 2,00 | 4,00 | 7,00 | 9,00 |
---|---|---|---|---|---|
|
27 | 70 | 197 | 500 | 785 |
|
27 | 35 | 49,28 | 71,42 | 87,22 |
O aumento do teor de dióxido de carbono atmosférico resulta em maiores concentrações de dióxido de carbono dissolvido em águas naturais. Use a lei de Henry (escrita como [G]=
), para calcular a massa de
dissolvido em um litro de água, a
, quando sua pressão parcial for: a)
) 50 kPa . Assumir que
seja igual a
em água a
.
A concentração de
na água exigida para manter a vida aquática é de cerca de
Qual é a pressão parcial mínima do oxigênio na atmosfera que permite atingir essa concentração
? Sabendo que a Lei de Henry pode ser escrita como
. Para o
em água
. b) Considerando temperatura de
, qual é a altitude máxima que essa concentração de
em água seria atingida?
Considere a titulação de
de uma solução de
com uma solução de
. Determine o pH nos volumes de ácido adicionados que são dados a seguir, e faça um gráfico do pH contra
:
e 12 mL . (R 13,00; 12,95; 12,68; 11,96; 10,96; 7,00; 3,04; 1,75)