Question

Um automóvel experimental usa hidrogênio como combustível. No começo de uma corrida de teste, o tanque rígido de 30,0 L admitiu 16,0 atm de hidrogênio em 298 K. No fim da corrida, a temperatura do tanque era ainda 298 K, porém a pressão caiu para 4,0 atm. a) Quantos mols de H2 foram queimados durante a corrida?

Answer 1

Olá, este é um exercício em que utiliza-se da lei dos gases ideais, cuja equação é:

PV = nRT

Temos que P = pressão (atm)

V = volume (L)

n = número de mol do gás

T = temperatura (K)

E R é um constante, chamada de constante universal dos gases, o valor dela é de 0,082L.atm.K^-1.mol^-1

Precisamos descobrir quanto mols de H2 tínhamos antes e depois da corrida, para que possamos calcular o quanto foi consumido.

Vamos encontrar o número de mol inicial, chamando-o de n1.

Vamos chamar de P1, a pressão inicial do gás H2. Sabemos que P1 = 16,0atm.

O volume não se altera, pois o gás que sobrou após a queima, permanece contido no mesmo tanque de 30,0L.

Então V1, o volume inicial é igual a V2, volume final.

A temperatura também não se altera, conforme consta no enunciado, a temperatura inicial T1 é de 298K, que é igual a temperatura final, T2.

Calculemos n1:

P1V = n1RT

n1 = PV/RT

n1 = (30,0*16,0)/(0,082*298)

n1 = 19,6mol

Calculamos, então, n2, o número de mols final:

P2V = n2RT

n2 = (30,0*4,0)/(0,082*298)

n2 = 4,91mol

Assim, o H2 que foi consumido durante a corrida, foi o número de mol inicial (n1) - número de mol final (n2) = 19,6mol - 4,91mol = 14,7mol