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Leé el enunciado y abrí cada paso de la resolución.
Conocés ΔH°f [CO₂(g)] = −393,5 kJ/mol, ΔH°f [H₂O(l)] = −285,8 kJ/mol y ΔH°f [CH₄(g)] = −74,8 kJ/mol. La formación estándar de O₂(g) vale cero. Se queman 8,00 g de CH₄ (16,0 g/mol) a presión constante.
Balanceá la combustión, hallá ΔH° por mol de metano y el calor liberado por la muestra.
Intentá resolverlo antes de abrir los pasos.
La reacción completa es CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l).
Un mol de CO₂ más dos de agua aporta −393,5 − 2·285,8 = −965,1 kJ/mol.
Aplicá la ley de Hess con entalpías de formación.
ΔH° = −965,1 − (−74,8)
ΔH° = −890,3 kJ/mol.
Los 8,00 g equivalen a 0,500 mol de metano.
ΔH = 0,500·(−890,3)
Se liberan ≈ 445 kJ.
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