Para resolver essa questão, podemos usar a equação do gás ideal, que é dada por: \[ PV = nRT \] onde: - \( P \) é a pressão, - \( V \) é o volume, - \( n \) é o número de mols, - \( R \) é a constante dos gases, - \( T \) é a temperatura em Kelvin. Primeiro, precisamos converter a temperatura de Celsius para Kelvin: \[ T = 27°C + 273 = 300 K \] Agora, vamos calcular o número de mols de N₂ antes e depois do acionamento. 1. Antes do acionamento (1,4 MPa): - \( P_1 = 1,4 \times 10^6 \, \text{Pa} \) - \( V = 1 \times 10^{-3} \, \text{m}^3 \) - \( R = 8,31 \, \text{Pa.m}^3.\text{K}^{-1}.\text{mol}^{-1} \) - \( T = 300 \, \text{K} \) Usando a equação do gás ideal: \[ n_1 = \frac{P_1 V}{RT} = \frac{(1,4 \times 10^6) \times (1 \times 10^{-3})}{8,31 \times 300} \] Calculando: \[ n_1 = \frac{1,4 \times 10^3}{2493} \approx 0,56 \, \text{mol} \] 2. Após o acionamento (1,0 MPa): - \( P_2 = 1,0 \times 10^6 \, \text{Pa} \) Usando novamente a equação do gás ideal: \[ n_2 = \frac{P_2 V}{RT} = \frac{(1,0 \times 10^6) \times (1 \times 10^{-3})}{8,31 \times 300} \] Calculando: \[ n_2 = \frac{1,0 \times 10^3}{2493} \approx 0,40 \, \text{mol} \] 3. Número de mols que escaparam: \[ \Delta n = n_1 - n_2 = 0,56 - 0,40 = 0,16 \, \text{mol} \] 4. Número de moléculas: Usamos o número de Avogadro (\( N_A \approx 6,022 \times 10^{23} \, \text{mol}^{-1} \)) para encontrar o número de moléculas: \[ N = \Delta n \times N_A = 0,16 \times 6,022 \times 10^{23} \approx 9,63 \times 10^{22} \] Assim, o número de moléculas de N₂ que escaparam do extintor é da ordem de \( 10^{22} \). Portanto, a alternativa correta é: d) 1.10^22.