En ce moment, je fais un laboratoire de calorimétrie et pour le pré-laboratoire, on nous a demandé de déterminer le changement de température (en Celsius) du chlorure dammonium en de leau.
La question demande le changement de température attendu ($ \ Delta T $) de $ \ pu {8,5 g} $ de $ \ ce {NH4Cl} $ en $ \ pu {100 mL} $ (ou $ \ mathrm {g} $) deau, avec lenthalpie molaire ($ \ Delta H_ \ mathrm {sol} $) de la solution étant $ \ pu {0,277 kJ / g} $. La conversion de $ \ mathrm {kJ / g} $ me dérange et je narrive pas à trouver comment résoudre pour $ \ Delta T $ avec les informations données.
Je sais quil y a $ 0.165048 … $ moles de solution, ce qui me donne tout ce dont jai besoin pour résoudre. On nous a donné léquation
$$ n \ Delta H_ \ mathrm {sol} = mC \ Delta T, $$
où $ m $ – masse deau et $ C $ – capacité calorifique spécifique de leau. Je suppose quelle doit être réorganisée en
$$ \ Delta T = \ frac {mC} {n \ Delta H_ \ mathrm {sol}} $$
Toute aide est grandement appréciée et je peux vous expliquer plus en détail si nécessaire essary. Désolé pour le Celsius, nous nutilisons apparemment pas Kelvin dans nos calculs.
Commentaires
- Il ny a pas de mole de solution.
- @IvanNeretin Bien sûr. Si jai un mélange de produits chimiques totalisant 6,022 x 10 ^ 23 molécules, alors jai une mole de solution.
Réponse
Le problème principal ici est une simple erreur dalgèbre. Vous avez réorganisé:
$ \ pu {n \ timesΔH_ {sol} = m \ times C \ timesΔT} $
à
$ \ pu {ΔT = \ frac {m \ times C} {n \ timesΔH_ {sol}}} $
plutôt que
$ \ pu {ΔT = \ frac {n \ timesΔH_ {sol}} {m \ times C}} $
De plus, le lenthalpie de solvatation molaire est donnée dans le problème en unités de kJ / g, et non de kJ / mol. Vraisemblablement, il sagit dune erreur dans le problème donné. Selon Parker, V. B., Thermal Propriétés des électrolytes univalents , Natl. Stand. Ref. Data Series – Natl. Bur. Stand. (US), No .2, 1965, lenthalpie molaire de la solution pour $ \ ce {NH4Cl} $ est $ \ pu {14,78 kJ / mol} $.
Il y avait aussi une légère erreur de calcul dans les moles de soluté. Là où vous avez calculé $ \ pu {0,165 moles} $ de $ \ ce {NH4Cl} $, vous devriez avoir obtenu:
$ \ mathrm {8,5 g / 53,49 \ frac {g} {mol} = 0,159 ~ mol} $
Ces erreurs corrigées, brancher les valeurs à résoudre pour $ \ Delta \ text {T} $ est trivial et donne:
$ \ 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} $
Réponse
Je suis (presque) entièrement daccord avec Airhuff.
Cela na pas vraiment dimportance si vous utilisez kJ / mol, ou kJ / g. Tant que vos unités peuvent sannuler.
$$ \ frac {14,78kJ / mol } {53,491g / mol} = 0,277kJ / g $$
Mais je voulais surtout souligner la raison pour laquelle il est acceptable dutiliser Celsius pour ce calcul – parce que vous avez » ΔT « dans votre expression.
Supposons que vous ayez quelque chose à 30 ° C et quil passe à 24 ° C.
ΔT = 24 ° C – 30 ° C = -6 ° C
En Kelvin, les températures sont de 303K ou 297K.
ΔT = 297K – 303K = -6K
Comme je le ferais: $$ ΔT = 8.5g NH4Cl * \ frac {0.277kJ} {1gNH4Cl} * \ frac {1} {100g H2O} * \ frac {1gH2O * ° C} {0,004184kJ} = 5,627 ° C $$