Enunciado

7.103 Um automóvel experimental usa hidrogênio como combustível. No começo de uma corrida de teste, o tanque rígido de 30,0 L admitiu 16,0 atm de hidrogênio em 298 K. No fim da corrida, a temperatura do tanque era ainda 298 K, porém a pressão caiu para 4,0 atm. (a) Quantos mols de H 2 foram queimados durante a corrida? (b) Quanto calor, em quilojoules, foi liberado pela combustão daquela quantidade de hidrogênio?

Passo 1

(a) Vamos usar a equação dos gases ideais ( P V = n R T ) para achar quantos mols de hidrogênio tinha no início e no final. (usando R = 0,082 a t m   L m o l   K , V = 30   L , pois o tanque é rígido, então volume não muda e T = 298   K , ele diz no enunciado que a temperatura não muda)

Inicio:

n i n i c i a l = 16   a t m × 30   L 0,082 a t m   L m o l   K   × 298   k

n i n i c i a l = 19,64   m o l

Final:

n f i n a l = 4   a t m × 30   L 0,082 a t m   L m o l   K × 298   K

n f i n a l = 4,91   m o l

Então foram queimados

n = n i n i c i a l - n f i n a l

n = 14,73   m o l

Passo 2

(b) Podemos pegar a entalpia de combustão do hidrogênio na tabela 7.4

∆ H c o = - 286   k J / m o l

Agora é só multiplicar pela quantidade de mol

Q = - 286 k j m o l × 14,73   m o l

Q = 4212,78   k J

Resposta

(a) n = 14,73   m o l

(b) Q = 4212,78   k J

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