Uma amostra de PCl5 pesando 3,52 g foi colocada em um frasco de 1,2 L e completamente vaporizada a uma temperatura de 285^circ C. A pressão total observada nessa temperatura foi de 1 atm. Existe a possibilidade de que um pouco do PCl5 tenha se dissociado. Quais devem ser as pressões parciais finais dos compostos de cloro na reação de dissociação nessas condições experimentais?

Passo 1

O enunciado diz que colocamos uma amostra de PCl5 de massa 3,52:g no frasco de volume V=1,2:L, aquecemos a 285^circC ( T=285+273=558:K) e medimos a pressão total Prm tot=1:atm. Pode haver dissociação
PCl5 <=ftharpoons PCl3 + Cl2
Vamos usar a lei dos gases ideais e estebalecer o grau de dissociação para calcular as pressões parciais de PCl5, PCl3 e Cl2.

Passo 2

Calculamos o número de mols inicial de PCl5. A massa molar é
M(PCl5)=30,97 + 5times35,45 = 208,22:g/mol,
então
n0 = 3,52208,22 approx 0,01691:mol

Passo 3

Seja x o número de mols de PCl5 dissociados. No equilíbrio teremos:
n(PCl5)=n0 - x, n(PCl3)=x, n(Cl2)=x
O número total de mols no frasco é
nrm tot = (n0 - x) + x + x = n0 + x

Passo 4

Aplicamos a lei dos gases ideais ao total:
Prm totV = nrm tot R T Longrightarrow 1cdot1,2 = (0,01691 + x)times0,08206times558
Isolando x:
0,01691 + x = 1,20,08206 times 558approx0,02622 Longrightarrow xapprox0,02622 - 0,01691 = 0,00931:mol

Passo 5

Pelas pressões parciais (lei de Dalton),
Pi = ninrm tot,Prm tot
Como nrm tot=0,02622:mol e Prm tot=1:atm:
PPCl5 =0,01691 - 0,009310,02622cdot1 approx0,29:atm,
PPCl3 =0,009310,02622cdot1 approx0,36:atm,
PCl2 =0,009310,02622cdot1 approx0,36:atm

Resposta

PPCl5approx0,29:atm, PPCl3approx0,36:atm, PCl2approx0,36:atm

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