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:
³
Rearranjando a equação para encontrar :
³

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.
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)