En este momento estoy haciendo un laboratorio de calorimetría y para el pre-laboratorio se nos ha pedido que determinemos el cambio de temperatura (en grados Celsius) del cloruro de amonio en agua.
La pregunta solicita el cambio de temperatura esperado ($ \ Delta T $) de $ \ pu {8.5 g} $ de $ \ ce {NH4Cl} $ en $ \ pu {100 mL} $ (o $ \ mathrm {g} $) de agua, con la entalpía molar ($ \ Delta H_ \ mathrm {sol} $) de la solución $ \ pu {0.277 kJ / g} $. La conversión de $ \ mathrm {kJ / g} $ me está confundiendo y no puedo encontrar la manera de resolver $ \ Delta T $ con la información dada.
Sé que hay $ 0.165048 … $ moles de solución, lo que me da todo lo que necesito para resolver. Nos dieron la ecuación
$$ n \ Delta H_ \ mathrm {sol} = mC \ Delta T, $$
donde $ m $ – masa de agua y $ C $ – capacidad calorífica específica del agua. Supongo que debe reorganizarse para
$$ \ Delta T = \ frac {mC} {n \ Delta H_ \ mathrm {sol}} $$
Se agradece enormemente cualquier ayuda y puedo explicar con más detalle si es necesario essary. Lo siento por los grados Celsius, aparentemente no usamos Kelvin en nuestros cálculos.
Comentarios
- No existe tal cosa como mol de solución.
- @IvanNeretin Seguro que la hay. Si tengo una mezcla de sustancias químicas que suman 6.022 x 10 ^ 23 moléculas, entonces tengo un mol de solución.
Responder
El principal problema aquí es un simple error en el álgebra. Reorganizó:
$ \ pu {n \ timesΔH_ {sol} = m \ veces C \ vecesΔT} $
a
$ \ pu {ΔT = \ frac {m \ veces C} {n \ vecesΔH_ {sol}}} $
en lugar de
$ \ pu {ΔT = \ frac {n \ timesΔH_ {sol}} {m \ times C}} $
Además, el la entalpía molar de solvatación se da en el problema como unidades de kJ / g, no kJ / mol. Presumiblemente, esto es un error en el problema dado. Según Parker, V. B., Thermal Propiedades de los electrolitos uni-univalentes , Serie de datos de referencia de soporte nacional – Soporte de fresa nacional (EE. UU.), No. 2, 1965, la entalpía molar de la solución por $ \ ce {NH4Cl} $ es $ \ pu {14.78 kJ / mol} $.
También hubo un ligero error de cálculo en los moles de soluto. Donde calculó $ \ pu {0.165 moles} $ de $ \ ce {NH4Cl} $, debería haber obtenido:
$ \ mathrm {8.5 g / 53.49 \ frac {g} {mol} = 0.159 ~ mol} $
Estos errores corregidos, introduciendo los valores para resolver $ \ Delta \ text {T} $ es trivial y da:
$ \ pu {ΔT = \ frac {\ pu {0.159 mol} \ times \ pu {14.78 kJ mol-1}} {\ pu {100g} \ times \ pu {4.186J ~ g-1 ~ K-1}} = 5.6K} $
Respuesta
Estoy de acuerdo con Airhuff (casi) completamente.
Realmente no importa si usa kJ / mol o kJ / g. Siempre que sus unidades se puedan cancelar.
$$ \ frac {14.78kJ / mol } {53.491g / mol} = 0.277kJ / g $$
Pero principalmente quería señalar la razón por la que está bien usar Celsius para este cálculo, porque tiene » ΔT « en su expresión.
Digamos que tiene algo a 30 ° C y cambia a 24 ° C.
ΔT = 24 ° C – 30 ° C = -6 ° C
En Kelvin, las temperaturas son 303K o 297K.
ΔT = 297K – 303K = -6K
La forma en que lo haría yo: $$ ΔT = 8.5g NH4Cl * \ frac {0.277kJ} {1gNH4Cl} * \ frac {1} {100g H2O} * \ frac {1gH2O * ° C} {0.004184kJ} = 5.627 ° C $$