ΔHreazione = ΣΔHf. prodotti - ΣΔHf. reagenti
I valori dell’entalpia di formazione di tutte le sostanze sono tabulati e si riferiscono, generalmente, alla temperatura di 25 °C; poiché la temperatura della miscela di reazione è 100 °C, consideriamo, approssimando, che i valori di entalpia di formazione non varino apprezzabilmente al variare della temperatura. Conoscendo la pressione parziale del metano, il volume complessivo gassoso (1 m3 = 1000 dm3 = 1000 L) e la temperatura, tramite l’equazione di stato dei gas ideali è possibile determinare la quantità in moli di metano miscelato con l’aria; tenendo conto del rapporto molare di reazione, si determina poi la quantità in moli di acqua che, moltiplicata per la sua massa molare, fornisce la massa di acqua prodotta dalla reazione di combustione del metano. Poiché il calore di reazione viene calcolato considerando la combustione di una mole di metano, per determinare il calore sviluppato in totale basta moltiplicare il calore di reazione per la quantità in moli di metano sottoposto a combustione. Reazione e calcoli in dettaglio sono questi:CH4(g) + 2 O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(g)
ΔH°reazione = ΣΔH°f. prodotti – ΣΔH°f. reagenti
ΔH°reazione = (ΔH°f. CO2(g) + ΔH°f. H2O (g)) - (ΔH°f. O2(g) + ΔH°f. CH4(g)) = [1 molCO2 · (-393,5 kJ/mol) + 2 molH2O · (–241,8 kJ/mol)] – [2 molO2 · 0 kJ/mol + 1 molCH4 · (-74,85 kJ/mol) = -802,25 kJ
n CH4 = PV/RT = (0,15atm · 1,00·103L) / (0,0821L atm/K mol · 373K) = 4,90 mol
calore sviluppato da 1 mol CH4 = qmolare = - ΔH°reazione = 802,25 kJ/mol CH4
q = n CH4 · qmolare = 4,90 mol CH4 · 802,25 kJ/mol CH4 = 3931 kJ
n H2O = n CH4 · 2 = 2 · 4,90 = 9,80 mol
m H2O = n H2O · mmolare = 9,80 mol · 18,02 g/mol = 176,6 g
In conclusione, il calore sviluppato e la massa di acqua formata da 1,00 m3 di quella miscela di aria e metano sono, rispettivamente, 3931 kJ (3,93·103 kJ) e 176,6 g (177 g).