Combustion d'un hydrocarbure.

[Ultrashnotebel]

Voici une partie d'un exercice:

"La combustion complète de 1,00 g d’un hydrocarbure produit 0,563 g d’eau à l’état liquide et
2,01 litres de dioxyde de carbone gazeux mesurés à 25°C sous une pression de 720 Torr."

J'ai déjà un problème, car quelque chose me semble bizarre. La formule de combustion d'un hydrocarbure est: CnH(2n+2) + (3n+1)/2 O2 → n CO2 + (n+1) H2O

On remarque donc qu'il y a toujours plus d'eau produite que de CO2. Cependant, mH2O = 0,563 g <=> m/M=n <=> 0,563/18 = 0,0313 mol

Alors que pour le CO2, P = 720 Torr = 0,947 atm | V = 2,01 L | R = 0,082 | T = 298,15 °K <=> PV = nRT <=> (0,947x2,01)/(0,082x298,15) = 0,0778 mol

Il y a plus de moles de CO2 que de H2O... Comment est-ce possible?
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[moco]

Bonjour,
Tes calculs sont exacts. Mais ils partent de l'hypothèse que l'hydrocarbure en question est un alcane, donc qu'il a la formule C_nH_2n+2. C'est un choix personnel que ne vérifie pas la réalité. Ton hydrocarbure est probablement porteur de liaisons doubles ou triples, ou de cycles.
Si tu compares la teneur en atomes C et en atomes H, tu verras qu'il y a 5 atomes C pour 4 H. Ton hydrocarbure est probablement le naphthalène C₁₀H₈.