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Problème 2

Un mélange d'un hydrocarbure gazeux et d'oxygène est placé dans un récipient de 1 dm3^3 à 406,5 K et 101 325 Pa. L'oxygène est présent à deux fois la quantité stœchiométrique requise. Après combustion, la pression à la même température augmente de 5 %. Déterminer la formule moléculaire de l'hydrocarbure si la masse d'eau formée est de 0,162 g. (R=8,314R = 8{,}314 J mol−1^{-1} K−1^{-1})
Étape 1 sur 4 : Quantités de gaz initiale et finale
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Intuition

406,5 K correspond à 133,35 °C, bien au-dessus de 100 °C, donc toute l'eau reste gazeuse.

n1=p1VRT=101325×10−38.314×406.5=0.0300 mol;n2=1.05×n1=0.0315 moln_1 = \dfrac{p_1 V}{R T} = \dfrac{101325 \times 10^{-3}}{8.314 \times 406.5} = 0.0300\ \text{mol}; \quad n_2 = 1.05 \times n_1 = 0.0315\ \text{mol}
Analyse

La loi des gaz parfaits donne 0,0300 mol avant réaction. T et V étant constants, une hausse de pression de 5 % signifie que la quantité totale a crû de 5 % pour atteindre 0,0315 mol.