Zone d’entraide

LapinRose2496

Salut! J'ai besoin d'aide avec cette question. Je comprend bien comment balancer mon équation mais pas le reste. Merci!!

Le butane est un composé souvent utilisé dans, par exemple, les briquets à gaz. Soit la réaction non équilibrée de combustion du butane ci-dessous :

 C4H10 (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O(g)

 Quelle volume de dioxyde de carbone sera produit si on fait brûler complètement 50 grammes de C4H10 ? Le dioxyde de carbone est récupéré à une température de 15 oC et une pression de 98 kPa.

Louis-Philippe B

Merci pour ta question!

Afin de résoudre le problème, il faut d'abord équilibrer l'équation (comme tu l'as constaté précédemment) :

$$ C_4H_{10\:(l)}\:+\:O_{2\:(g)}\:\longrightarrow\:CO_{2\:(g)}\:+\:H_2O_{(g)} $$

$$ 2\:C_4H_{10\:(l)}\:+13\:O_{2\:(g)}\:\longrightarrow\:8\:CO_{2\:(g)}\:+10\:H_2O_{(g)} $$

Une fois cela fait, il faut faire un tableau de la réaction afin de trouver quelle quantité de dioxyde de carbone (en moles) sera produite par la combustion de 50 grammes de C4H10. Comme il s'agit d'une combustion complète, le seul réactif limitant est le C4H10. Bref, il ne reste aucun C4H10 à la fin de la réaction.

Une fois la quantité de dioxyde de carbone trouvée, tu peux utiliser la loi des gazs parfaits pour trouver le volume de dioxyde de carbone produit :

$$ PV=nRT $$

Légende :

• P : pression (kPa)

• V : volume (L)

• n : quantité (moles)

• R : constante des gazs parfaits (kPa•L/(mol•K))

• T : température (K)

Seulement une variable devrait manquer (le volume), que tu peux isoler algébriquement dans l'équation.

N'hésite pas si tu as d'autres questions!