Esercizio Entalpia

Salve volevo chiedere se per favore potreste aiutarmi a risolvere questo esercizio:

600 L di una miscela composta in volume da 40% metano, 50% propano, 10% idrogeno a 25°C e P=2 atm, viene bruciata producendo anidride carbonica e vapore. Calcolare la variazione di entalpia (calore sviluppato) in condizioni standard.

Ris=6.70*10^4 kJ

Io ho provato a calcolare l'entalpia reazione per reazione ,ed a sommare i risultati in, proporzione alla concentrazione in moli della miscela (Calcolata con la legge dei gas perfetti) ma non ho ottenuto il risultato del libro.

Grazie a chiunque potrà essermi d'aiuto.

Quali valori numerici di ΔH° di formazione a 298 K hai utilizzato per metano, propano, anidride carbonica e acqua???

Ciao luisa grazie per la tua risposta

Ho utilizzato: -241.8 per l'acqua

-393,5 per l'anidride carbonica

-74.87 per il CH4

-103.8 per il C3H8

Secondo te, il procedimento da me utilizzato è giusto?

Con quei valori ho calcolato le entalpie di reazione, prima in una reazione di combusione unica, ma cosi facendo non tenevo conto delle percentuali, quindi ho fatto tre reazioni, una per CH4 una per C3H8 ed una per l'idrogeno, ed ho sommato le entalpie di ogni reazione, prese in base alla percentuale presente nella miscela di ogni singolo reagente.

Il procedimento che hai descritto è corretto.

Con i valori di ΔH° di formazione che mi hai scritto a me risulta esattamente il risultato che hai indicato.

Forse sbagli qualche calcolo o arrotondi i risultati intermedi.

Riproverò a fare i calcoli, tu che valori hai trovato per le entalpie di reazione delle tre combustioni (propano, metano ed idrogeno) ? penso di aver sbagliato quelle per un errore di procedimento piu che di calcolo.

Anche a te risultano 49 moli di gas totali?

Hai ragione, c'è qualcosa che non quadra. Domani ti dico.

Mi correggo, quadra tutto, cioè il risultato è uguale a quello fornito se il utilizza il ΔH° di formazione dell'H2O alla stato gassoso (-241,8 kJ/mol), come è mostrato nella prima tabella dell'allegato.

Se si utilizza il ΔH° di formazione dell'H2O alla stato liquido (-285,85 kJ/mol), come è mostrato nella seconda tabella dell'allegato, il risultato finale è ovviamente diverso.