$$2H_2 + O_2 → 2H_2O$$

D’après l’équation, nous pouvons voir que 2 moles d’hydrogène réagissent avec 1 mole d’oxygène pour produire 2 moles d’eau.

Tout d’abord, nous devons convertir les masses données d’oxygène et d’hydrogène en taupes :

$$n_{O_2} =\frac{34 \text{ g}}{32 \text{ g/mol}} =1,0625 \text{ mol}$$

$$n_{H_2} =\frac{6,0 \text{ g}}{2 \text{ g/mol}} =3,0 \text{ mol}$$

En comparant le rapport molaire de l’oxygène et de l’hydrogène avec le rapport stœchiométrique, nous pouvons voir que l’hydrogène est en excès. Par conséquent, nous utiliserons l’oxygène comme réactif limitant pour calculer la quantité d’eau produite.

$$n_{H_2O} =2n_{O_2} =2 \times 1,0625 \text{ mol} =2,125 \text{ mol}$$

Maintenant, nous pouvons convertir les moles d'eau en litres en utilisant la loi des gaz parfaits à STP (température et pression standard) :

$$PV =nRT$$

A STP, la température est de 273 K et la pression est de 1 atm. La constante des gaz parfaits est R =0,08206 L atm/mol K.

$$V_{H_2O} =\frac{n_{H_2O}RT}{P} =\frac{2,125 \text{ mol} \times 0,08206 \text{ L atm/mol K} \times 273 \text{ K}} {1 \text{ guichet automatique}}$$

$$V_{H_2O} =48,6 \text{ L}$$

Par conséquent, 34 grammes d’oxygène gazeux et 6,0 grammes d’hydrogène à STP peuvent produire 48,6 litres d’eau.