Presión parcial - ¿Qué solución es la correcta?

Pregunta: Se introdujo dióxido de carbono (1,100 g) en un matraz de 1,00 L que contenía algo de oxígeno puro. El matraz se calentó a 373 K y luego se encontró que la presión era de 608 mmHg. Si CO2 y O2 fueran los únicos gases presentes, ¿cuál era la masa de oxígeno en el matraz?

Solución: Moles de CO2 = masa/masa molar$= 1.100/44.01 = 0.02499$mol.

La presión parcial del dióxido de carbono se puede calcular a partir de la ecuación de gas ideal.

$$V = 1.00\,\text{L}$$ $$T = 373\,\mathrm K$$

Dióxido de carbono

$$\frac{nRT}{V}= 0.02499 \cdot 8.314 \cdot 373/1.00= 77.5\,\mathrm{kPa}$$

La presión total Ptotal = Poxígeno + Pdióxido de carbono

$$P_{\text{total}} = 608\cdot \text{mmHg} = (608/760) \cdot 101.3\,\mathrm{kPa} = 81.0\,\mathrm{kPa}$$

Por lo tanto 81.0 = Poxígeno$+ 77.5$Poxigeno$= 3.5\,\mathrm{kPa}$

De la ecuación de los gases ideales, se pueden deducir los moles de O2.

$$n=\frac{PV}{RT} = 3.5 \cdot \frac{1.00}{8.314 \cdot 373} = 1.13 \cdot 10^{-3}\,\text{mol}$$

Masa de oxígeno = moles x masa molar

$$= 1.13 \cdot 10^{-3} \cdot 32.00\,\text{g} = 0.0361\,\text{g}$$

Ambigüedad: al calcular el dióxido de carbono P a través de$\frac{nRT}{V}$¿Por qué el autor no utilizó la ley de presiones parciales de Dalton y la multiplicó?

(moles de CO2[0.02499] x Presión total[81kPa]) para obtener el dióxido de carbono P. Por lo general, esto es aplicable mientras el sistema se calienta o se enfría.