O bico de Bunsen de laboratórios de química utiliza geralmente gás natural (metano, CH4). A reação de combustão é dada a seguir:
CH₄ (g) + 2 O₂ (g) ----------> CO₂ (g) + 2 H₂O (L)
ΔH= -890,3 kj
Calcule ∆H quando:
A) 10,0 g de CH4 reagirem com excesso de gás oxigênio;
B) 4 L de O2 reagirem com excesso de metano em condições normais de temperatura e pressão.
Respostas
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a) A energia liberada será de 556,44 kJ de energia.
b) A energia liberada será de 79,49 kJ de energia.
A variação de entalpia da reação é de -890,3 kJ a cada 1 mol de metano, o qual tem uma massa molar de 16 g/mol. Assim se temos 10,0 g de metano, iremos ter a liberação de:
16 g de metano ----- 890,3 kJ de energia
10 g de metano ----- x
x = 556,44 kJ de energia
Na CNTP, 1 mol de gás ocupa um volume de 22,4 L. Como 1 mol de metano reage com 2 mols de gás oxigênio, temos que:
2.(22,4) L de O₂ ----- 890,3 kJ de energia
4 L de de O₂ ----- y
y = 79,49 kJ de energia
Espero ter ajudado!
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