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Dois mols de um gás ideal, inicialmente sob pressão de 1,01 x 10^5 Pa, temperatura de -10 °C e volume de 4 m^3, são submetidos a uma transformação isobárica, elevando seu volume até 12 m^3. Nessas condições, é possível afirmar que a temperatura final do gás, em graus Celsius, é de
Soluções para a tarefa
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Pela lei geral dos gases perfeitos, podemos afirmar que -
P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂
Uma transformação isobárica é aquela em que a pressão do gás é mantida constante.
P₁ = P₂ = 1,01 x 10⁵Pa
Assim, podemos dizer que -
V₁/T₁ = V₂/T₂
A questão nos informa que -
V₁ = 4 m³
V₂ = 12 m³
T₁ = - 10° C ⇒⇒⇒ - 10 + 273 = 263° Kelvin
Então-
4/263 = 12/T₂
4T₂ = 3156
T₂ = 789° K
T₂ = 789 - 273
T₂ = 516°C
Resposta:
A resposta é 253ºC
Explicação:
O raciocínio do companheiro acima está correto, porém equivocou-se com o valor do V2.
Para responder essa questão vou usar a fórmula:
P1 * V1 / T1 = P2 * V2 / T2
A própria questão expressa que ocorreu uma transformação isobárica, ou seja, o valor da pressão não muda. Logo:
V1 / T1 = V2 / T2
Os valores a serem substituídos serão:
V1 = 4 m^3
T1 = -10ºC + 273 = 263K
V2 = 12 - 4 = 8 m^3 (12 é o volume total)
T2 = ?
Logo:
4 / 263 = 8 / T2
T2 = 526K - 273 = 253ºC