A $ \ pu {1.50 g} $ il campione di $ \ ce {KCl} $ viene aggiunto a $ \ pu {35.0 g} $ $ \ ce {H2O} $ in una tazza di polistirolo e mescolare fino a dissolversi. La temperatura della soluzione scende da $ 24,8 $ a $ \ pu {22.4 ^ \ circ C} $ . Supponiamo che il calore specifico e la densità della soluzione risultante siano uguali a quelli dellacqua, $ \ pu {4.18 J g-1 ^ \ circ C-1} $ e $ \ pu {1,00 g mL-1} $ , rispettivamente, e presumi che non si disperda calore né per il calorimetro né per lambiente circostante.
$$ \ ce {KCl (s) + H2O (l) – > KCl (aq)} \ qquad \ Delta H = ? $$
a) (2 punti) La reazione è endotermica o esotermica (cerchia la risposta corretta)?
Endotermico
b) (4 punti) Qual è il calore della soluzione di $ \ ce {KCl } $ espresso in kilojoule per mole di $ \ ce {KCl} $ ?
$$ q_ \ mathrm {rxn} = -q_ \ mathrm {cal} $$
Ho moltiplicato il campione $ \ pu {1.50 g} $ di $ \ pu {4.18 J} \ cdot (-2.4) = \ pu {-15.048 J} $
Diviso per $ 1000 = -0,015048 $ ; quindi, $ 0,015048 $
Tuttavia, la mia risposta sembra essere sbagliata. So che la reazione è endotermica poiché la temperatura scende, ma mi chiedo quali valori dovrei utilizzare per determinare correttamente il " Calore della soluzione ".
Risposta
Hai moltiplicato la massa del campione, 1,50 g, per la variazione di temperatura e la capacità termica.
Tuttavia, lacqua fornisce la maggior parte del calore per la reazione.
La massa totale della soluzione è 1,50 g + 35,0 g = 36,5 g.
Dovresti moltiplicare 36,5 g per la variazione di temperatura e la capacità termica.
Quindi, devi considerare quante moli sono 1,50 g di KCl. Dividere la variazione di entalpia della soluzione per il numero di moli di KCl per determinare il calore molare della soluzione di KCl.
Commenti
- Lho fatto. La risposta è ancora sbagliata. Se usassi 36,5 g, la mia risposta sarebbe 0,366 kj; tuttavia, la risposta del mio professore è 18,3 kJ
- è la sua risposta 18,3 kJ o 18,3 kJ / mol?
- @ user137452 se desideri la risposta come " per mole di KCl " devi dividere per le moli di KCl nel campione.
Risposta
Ecco il calcolo, passo dopo passo:
$$ q_ \ mathrm {cal} = 36.5 \ cdot 4.18 \ cdot (-2.4 ) = \ pu {-366 J} $$ $$ q_ \ mathrm {rxn} = -q_ \ mathrm {cal} = \ pu {366 J} $$ $$ n (\ ce {KCl}) = \ frac { \ pu {1,50 g}} {\ pu {74,55 g mol-1}} = \ pu {0,0201 mol} $$
$$ \ frac {\ pu {366 J}} {\ pu {0,0201 mol}} = \ pu {18.209 J mol-1} = \ pu {18.2 kJ mol-1} $$
Commenti
- Visita questa pagina , questa pagina e questa su come formattare meglio i tuoi post futuri con MathJax e Markdown.