Galera, olha eu aqui de novo… Acabei de resolver um exercício valendo ponto e queria saber se fiz certinho.
A pergunta é :
Com base na equação C + 2H2 – > CH4 , diga quanta energia é liberada com 0,5 kg de CH4 formada pela reação.
E daí eu resolvi assim :
m = 0,5 kg => m= 500 g
mol (CH4) = 16,01 g/mol
então n=m/M => n = 500g/16,01gmol , logo n = 31,23 mol.
DH de CH4 = -74,86
Então Delta total = 31,23 x ( -74,86 ) > logo a energia liberada foi de = -2337,87
Será que fiz certo,ou tem alguma coisa errada ?
Lamento não poder ajudar.
O raciocinio está certo , mas este valor que vc achou equivale a variação de entalpia. O valor certo seria 2337,87 KJ ( não se esqueça da unidade)
Vou por meu método de resolução e comparo no final.
C + 2 H2 → CH4
∆H = H(CH4) – H(C) + 2.H(H2)
∆H = -74,86 – 0 + 2.0
∆H = -74,86 kJ/mol
A questão quer saber a energia liberada com 0,5 kg (500g) de CH4 formada.
Sabemos que a massa molecular do CH4 = 12 + (1×4) = 16 g/mol
16g ———- -74,86 kJ
500g ——– x
16 . x = 500 . (-74,86)
16 . x = -37430
x = -37430 / 16
x = -2339,375 kJ