Un $ \ pu {1,50 g} $ muestra de $ \ ce {KCl} $ se agrega a $ \ pu {35.0 g} $ $ \ ce {H2O} $ en una taza de espuma de poliestireno y revuelva hasta que se disuelva. La temperatura de la solución desciende de $ 24.8 $ a $ \ pu {22.4 ^ \ circ C} $ . Suponga que el calor específico y la densidad de la solución resultante son iguales a los del agua, $ \ pu {4.18 J g-1 ^ \ circ C-1} $ y $ \ pu {1.00 g mL-1} $ , respectivamente, y suponga que no se pierde calor en el calorímetro ni en los alrededores.
$$ \ ce {KCl (s) + H2O (l) – > KCl (aq)} \ qquad \ Delta H = ? $$
a) (2 puntos) ¿La reacción es endotérmica o exotérmica (encierre en un círculo la respuesta correcta)?
Endotérmico
b) (4 puntos) ¿Cuál es el calor de la solución de $ \ ce {KCl } $ expresado en kilojulios por mol de $ \ ce {KCl} $ ?
$$ q_ \ mathrm {rxn} = -q_ \ mathrm {cal} $$
Multipliqué la muestra $ \ pu {1,50 g} $ por $ \ pu {4.18 J} \ cdot (-2.4) = \ pu {-15.048 J} $
Dividido eso por $ 1000 = -0.015048 $ ; por lo tanto, $ 0.015048 $
Sin embargo, mi respuesta parece ser incorrecta. Sé que la reacción es endotérmica ya que la temperatura baja, pero me pregunto qué valores debería usar para determinar correctamente el " Calor de la solución ".
Respuesta
Ha multiplicado la masa de la muestra, 1,50 g, por el cambio de temperatura y la capacidad calorífica.
Sin embargo, el agua proporciona la mayor parte del calor para la reacción.
La masa total de la solución es 1,50 g + 35,0 g = 36,5 g.
Debería multiplicar 36,5 g por el cambio de temperatura y la capacidad calorífica.
Luego, debe considerar cuántos moles son 1,50 g de KCl. Divida el cambio de entalpía de la solución por el número de moles de KCl para determinar el calor molar de la solución de KCl.
Comentarios
- Lo he hecho. La respuesta sigue siendo incorrecta. Si usara 36.5g, mi respuesta sería 0.366kj; sin embargo, la respuesta de mi profesor es 18,3 kJ
- ¿Su respuesta es 18,3 kJ o 18,3 kJ / mol?
- @ user137452 si desea que la respuesta sea " por mol de KCl " debe dividir por los moles de KCl en la muestra.
Respuesta
Aquí está el cálculo, paso a paso:
$$ q_ \ mathrm {cal} = 36.5 \ cdot 4.18 \ cdot (-2.4 ) = \ pu {-366 J} $$ $$ q_ \ mathrm {rxn} = -q_ \ mathrm {cal} = \ pu {366 J} $$ $$ n (\ ce {KCl}) = \ frac { \ pu {1,50 g}} {\ pu {74,55 g mol-1}} = \ pu {0,0201 mol} $$
$$ \ frac {\ pu {366 J}} {\ pu {0,0201 mol}} = \ pu {18.209 J mol-1} = \ pu {18.2 kJ mol-1} $$
Comentarios
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