1. Poderia 131g de Xe num recipiente de volume 1,0 L exercer uma pressão de 20 atm, a 25ºC se ele se comportasse como gás ideal? Em caso contrário,...

Para resolver esse problema, podemos utilizar a equação do gás ideal e a equação de van der Waals. 1. Utilizando a equação do gás ideal: PV = nRT Onde: P = pressão V = volume n = quantidade de matéria (em mol) R = constante dos gases ideais (0,082 atm L/mol K) T = temperatura Podemos calcular a quantidade de matéria (n) do Xe: n = m/M Onde: m = massa (em g) M = massa molar (131 g/mol para o Xe) n = 131 g / 131 g/mol n = 1 mol Substituindo os valores na equação do gás ideal: P = nRT/V 20 atm = 1 mol x 0,082 atm L/mol K x 298 K / 1 L P = 24 atm Portanto, a pressão exercida pelo Xe seria de 24 atm se ele se comportasse como um gás ideal. 2. Utilizando a equação de van der Waals: (P + a(n/V)²)(V - nb) = nRT Onde: a e b são constantes de van der Waals n/V é a concentração molar Substituindo os valores na equação de van der Waals: (P + a(n/V)²)(V - nb) = nRT (20 atm + 4,250 atm L²/mol² (1 mol/1 L)²)(1 L - 5,105 x 10^-2 L/mol x 1 mol) = 1 mol x 0,082 atm L/mol K x 298 K P = 21,5 atm Portanto, a pressão exercida pelo Xe seria de 21,5 atm se ele se comportasse como um gás de van der Waals. Comentário: Podemos observar que a equação de van der Waals leva em consideração o volume das moléculas e as forças intermoleculares, enquanto a equação do gás ideal não. Por isso, a pressão calculada pela equação de van der Waals é menor do que a pressão calculada pela equação do gás ideal.