Fórmula Química, Lei das combinações

Colocamos 8,4 g de nitrogênio e 6,4 g de oxigênio em um recipiente fechado que contém álcool líquido a 0ºC. Se o volume da fase gasosa é de 15,20 litros e a pressão da mesma é de 572 mmHg, qual a pressão de vapor do álcool a 0ºC?

Spoiler:

Minha resposta só dá 11,18 mmHg...

Vou mostrar meu raciocínio:

8,4 gramas de N2=0,3 mol de N2
6,4 gramas de O2=0,2 mol de O2

Na fase gasosa estão moléculas de N2, moléculas de O2 e moléculas de C2H5OH (álcool etílico). Sendo assim, podemos calcular, por Clayperon, o número de mols total da fase gasosa:

PV=nRT => 572mmHg.15,2L=n.62,3mmHg.L/mol.K.273K => n=0,51 mols

Ou seja, o número de mols dentro do sistema é 0,51 mols. Se já temos 0,5 mols de nitrogênio mais oxigênio, o número de mols do álcool é 0,01 mols ou 10^-2 mols.

Usando Clayperon novamente, vamos descobrir a pressão de vapor do álcool:

PV=nRT => P.15,2=0,01.62,3.273 => P=11,18 atm

Realmente não sei o porquê de dar 17,2 atm... :study:

De onde é essa questão, qwe qwe qwe ?

De um livro chamado "Problemas de Química". O autor é Renato Garcia.