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Enunciado

Química - Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente - 5ª Edição - Peter Atkins, Loretta Jones e Leroy Laverman- Ed: 5º - Capítulo 4.1 - Ex. 67

67. Durante um experimento de eletrólise de água, o gás hidrogênio foi coletado em um dos eletrodos sob água em 20   ° C e pressão externa igual a 756,7   T o r r . A pressão de vapor da água em 20   ° C é 17,54   T o r r . O volume medido do gás era 0,220   L . (a) Qual é a pressão parcial do hidrogênio? (b) O outro produto da eletrólise da água é o gás oxigênio. Escreva uma equação balanceada da eletrólise da água para dar H 2   e O 2 . (c) Que massa de oxigênio foi consumida na reação?

Passo 1

  1. Oi, galerinha! Tudo bom? Bom! Essa primeira parte é moleza! A questão nos diz que a pressão externa é igual a 756,7   T o r r e nos fornece também o valor da pressão de vapor da água em 20   ° C , que é 17,54   T o r r . Ou seja, a pressão total é dada pelo somatório da pressão de vapor da água com a pressão do gás hidrogênio.

P e x t e r n a = P p a r c i a l ,   H 2 + P p a r c i a l ,   H 2 O

Logo, a pressão parcial do hidrogênio só pode ser dada pela subtração da pressão externa pela pressão de vapor da água. Fica assim:

P p a r c i a l ,   H 2 = P e x t e r n a - P p a r c i a l ,   H 2 O

Substituindo os valores,

P p a r c i a l ,   H 2 = 756,7   T o r r - 17,54   T o r r

P p a r c i a l ,   H 2 = 739,16   T o r r

Passo 2

(b) A reação de eletrólise da água, ou seja, temos uma decomposição da água ( H 2 O ) em hidrogênio e oxigênio, como mostrado abaixo:

H 2 O l → H 2 g + 1 2 O 2 ( g )

Esse é uma simples reação onde há conservação dos elementos presentes na molécula. Se no reagente, tínhamos 2 moléculas de hidrogênio e 1 molécula do oxigênio, nos produtos vamos ter a mesma coisa.

Passo 3

(c) Para determinar a massa de oxigênio consumida, primeiramente vamos determinar o número de mols de hidrogênio produzido, usando a equação de Clapeyron:

P V = n H 2 R T

Onde:

V = 0,220   L P = 739,16   T o r r = 739,16 760   a t m T = 20   ° C = 20 + 273   K = 293   K R = 0,08206 a t m ⋅ L m o l ⋅ K

E com isso, façamos o cálculo:

P V = n H 2 R T

739,16 760   a t m ( 0,220   L ) = n H 2 0,08206 a t m ⋅ L m o l ⋅ K ( 288   K )

n H 2 = 739,16 760   a t m ( 0,220   L ) 0,08206 a t m ⋅ L m o l ⋅ K ( 293   K )

n H 2 ≅ 0,0089   m o l

Agora vamos dar uma olhada na reação de decomposição da água:

H 2 O l → H 2 g + 1 2 O 2 ( g )

Bom, para cada mol produzido de H 2 g é produzido metade de um mol de O 2 ( g ) . Logo, se foi produzido 0,0089   m o l de H 2 g , será formado consequentemente, 0,00445   m o l de O 2 ( g ) . E a massa de oxigênio gasoso produzido, pode ser determinado pela seguinte relação:

m O 2 = n O 2 ⋅ M M ( O 2 )

m O 2 ≅ 0,00445   m o l ⋅ 32   g / m o l  

m O 2 ≅ 0,142   g

Resposta

(a)

P p a r c i a l ,   H 2 = 739,16   T o r r

(b)

H 2 O l → H 2 g + 1 2 O 2 ( g )

(c)

m O 2 ≅ 0,142   g

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