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Com os devidos cálculos podemos concluir que entalpia de formação da reação é -890,3 kJ/mol.
Para a entalpia de reação da combustão do metano, podemos usar a equação termodinâmica:
[tex]\displaystyle\Large\begin{array}{lr}\rm \Delta H=\sum_{\Delta H_{produtos}}^{}-\sum_{\Delta H_{reagentes}}^{} \end{array}[/tex]
Dada a reação:
[tex]\displaystyle\large\begin{array}{lr}\rm CH_4+2~O_2 \leftrightharpoons CO_2+2~H_2O \begin{cases}\rm CH_4= -74,8~kJ/mol\\\rm CO_2=-393,5~ kJ/mol \\\rm H_2O =-285,8~kJ/mol\end{cases} \end{array}[/tex]
Neste caso, como o oxigênio [tex]\rm O_2[/tex] é um elemento simples na sua forma padrão, sua entalpia de formação é considerada zero. Assim, teremos que:
[tex]\displaystyle\large\begin{array}{lr}\rm \Delta H=\sum_{\Delta H_{produtos}}^{}-\sum_{\Delta H_{reagente}}^{} \\\\\rm \Delta H = [1(-393,5 ) + 2(-285,8 )] - [1(-74,8 )]\\\\ \displaystyle \rm \Delta H = [-393,5 - 571,6] - [-74,8 ]\\\\ \displaystyle \rm \Delta H = -965,1 + 74,8 \\\\ \displaystyle \rm \Delta H = -890,3 kJ/mol \end{array}[/tex]
Portanto, a entalpia de reação da combustão do metano é -890,3 kJ/mol.
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