São dadas as seguintes variações de entalpia de combustão. c(s)+O2(g) CO2(g) H1=-94,0Kcal H2(g)+1\/2O2(g) H2O(l) H2=-68,0Kcal CH4(g)+2O2(g) CO2+2H2O(l

De acordo com a lei de Hess, a reação global corresponde à soma das reações, e o ΔH da reação global também corresponde à soma dos ΔH das reações envolvidas de forma que ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ..........

Assim, a reação C(s)+2H2(g) CH4(g) pode ser considerada a soma das anteriores. Devemos trabalhar com as equações termoquímicas de modo que a soma delas nos permita

obter a equação termoquímica de formação do metano.

C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1 = -94,0Kcal (I)

H2(g)+1/2O2(g) H2O(l) ΔH2 = -68,0Kcal (II)

CH4(g)+2O2(g) CO2+2H2O(l) ΔH3 = -212,0 Kcal (III)

Para isso devemos ter 2 mol de H2 no lado dos reagentes, que se obtém multiplicando a equação (II) por 2: 2H2(g) + 1O2(g) 2H2O(l) ΔH2 = -136,0Kcal. É preciso também ter 1 mol de metano no lado dos produtos, que se obtém invertendo a equação III: CO2+2H2O(l) CH4(g)+2O2(g) ΔH3 = +212,0 Kcal. Assim:

C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1 = -94,0Kcal

2H2(g)+O2(g) 2H2O(l) ΔH2 = -136,0Kcal

CO2+2H2O(l) CH4(g)+2O2(g) ΔH3 = +212,0 Kcal.

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C(s) + 2H2(g) CH4(g) ΔH = -18 Kcal

A energia envolvida na formação de 1 mol de metano é de -18 Kcal.

De acordo com a lei de Hess, a reação global corresponde à soma das reações, e o ΔH da reação global também corresponde à soma dos ΔH das reações envolvidas de forma que ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ..........

Assim, a reação C(s)+2H2(g) CH4(g) pode ser considerada a soma das anteriores. Devemos trabalhar com as equações termoquímicas de modo que a soma delas nos permita

obter a equação termoquímica de formação do metano.

C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1 = -94,0Kcal (I)

H2(g)+1/2O2(g) H2O(l) ΔH2 = -68,0Kcal (II)

CH4(g)+2O2(g) CO2+2H2O(l) ΔH3 = -212,0 Kcal (III)

Para isso devemos ter 2 mol de H2 no lado dos reagentes, que se obtém multiplicando a equação (II) por 2: 2H2(g) + 1O2(g) 2H2O(l) ΔH2 = -136,0Kcal. É preciso também ter 1 mol de metano no lado dos produtos, que se obtém invertendo a equação III: CO2+2H2O(l) CH4(g)+2O2(g) ΔH3 = +212,0 Kcal. Assim:

C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1 = -94,0Kcal

2H2(g)+O2(g) 2H2O(l) ΔH2 = -136,0Kcal

CO2+2H2O(l) CH4(g)+2O2(g) ΔH3 = +212,0 Kcal.

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C(s) + 2H2(g) CH4(g) ΔH = -18 Kcal

A energia envolvida na formação de 1 mol de metano é de -18 Kcal.

De acordo com a lei de Hess, a reação global corresponde à soma das reações, e o ΔH da reação global também corresponde à soma dos ΔH das reações envolvidas de forma que ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ..........

Assim, a reação C(s)+2H2(g) CH4(g) pode ser considerada a soma das anteriores. Devemos trabalhar com as equações termoquímicas de modo que a soma delas nos permita

obter a equação termoquímica de formação do metano.

C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1 = -94,0Kcal (I)

H2(g)+1/2O2(g) H2O(l) ΔH2 = -68,0Kcal (II)

CH4(g)+2O2(g) CO2+2H2O(l) ΔH3 = -212,0 Kcal (III)

Para isso devemos ter 2 mol de H2 no lado dos reagentes, que se obtém multiplicando a equação (II) por 2: 2H2(g) + 1O2(g) 2H2O(l) ΔH2 = -136,0Kcal. É preciso também ter 1 mol de metano no lado dos produtos, que se obtém invertendo a equação III: CO2+2H2O(l) CH4(g)+2O2(g) ΔH3 = +212,0 Kcal. Assim:

C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1 = -94,0Kcal

2H2(g)+O2(g) 2H2O(l) ΔH2 = -136,0Kcal

CO2+2H2O(l) CH4(g)+2O2(g) ΔH3 = +212,0 Kcal.

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C(s) + 2H2(g) CH4(g) ΔH = -18 Kcal

A energia envolvida na formação de 1 mol de metano é de -18 Kcal.