24. Um vaso de 22.4 L tem inicialmente 2.0 mols de H_(2) e 1.0 mol de N_(2) , a 273.15 K.Todo o H_(2) reage com o N_(2) suficiente para formar NH_(3) . Calcule as pressões parciais e a pressão total da mistura final.

Para calcular as pressões parciais e a pressão total da mistura final, podemos usar a Lei de Dalton, que afirma que a pressão total de uma mistura de gases é igual à soma das pressões parciais de cada gás.<br /><br />Primeiro, vamos calcular a quantidade de $NH_{3}$ formada a partir da reação entre $H_{2}$ e $N_{2}$. A equação química balanceada é:<br /><br />$3H_{2} + N_{2} \rightarrow 2NH_{3}$<br /><br />A partir da estequiometria da reação, podemos ver que 3 mols de $H_{2}$ reagem com 1 mol de $N_{2}$ para formar 2 mols de $NH_{3}$. Portanto, se inicialmente temos 2 mols de $H_{2}$ e 1 mol de $N_{2}$, a reação será completa e formarão 2 mols de $NH_{3}$.<br /><br />Agora, vamos calcular as pressões parciais de cada gás na mistura final. A pressão parcial de um gás é proporcional à sua fração molar na mistura.<br /><br />A fração molar de $H_{2}$ é dada por:<br /><br />$\frac{2 \text{ mols de } H_{2}}{2 \text{ mols de } H_{2} + 1 \text{ mol de } N_{2} + 2 \text{ mols de } NH_{3}} = \frac{2}{5} = 0,4$<br /><br />A fração molar de $N_{2}$ é dada por:<br /><br />$\frac{1 \text{ mol de } N_{2}}{2 \text{ mols de } H_{2} + 1 \text{ mol de } N_{2} + 2 \text{ mols de } NH_{3}} = \frac{1}{5} = 0,2$<br /><br />A fração molar de $NH_{3}$ é dada por:<br /><br />$\frac{2 \text{ mols de } NH_{3}}{2 \text{ mols de } H_{2} + 1 \text{ mol de } N_{2} + 2 \text{ mols de } NH_{3}} = \frac{2}{5} = 0,4$<br /><br />A pressão total da mistura é dada pela soma das pressões parciais de cada gás:<br /><br />$P_{total} = P_{H_{2}} + P_{N_{2}} + P_{NH_{3}}$<br /><br />Como a pressão total é igual à pressão parcial de $H_{2}$, podemos escrever:<br /><br />$P_{total} = 0,4 \cdot P_{total}$<br /><br />Portanto, a pressão total da mistura final é 0,4 vezes a pressão total da mistura inicial.