In questo momento sto facendo un laboratorio di calorimetria e per il pre-laboratorio ci è stato chiesto di determinare la variazione di temperatura (in gradi Celsius) del cloruro di ammonio in acqua.
La domanda chiede la variazione di temperatura prevista ($ \ Delta T $) di $ \ pu {8,5 g} $ di $ \ ce {NH4Cl} $ in $ \ pu {100 mL} $ (o $ \ mathrm {g} $) di acqua, con lentalpia molare ($ \ Delta H_ \ mathrm {sol} $) della soluzione essendo $ \ pu {0,277 kJ / g} $. La conversione di $ \ mathrm {kJ / g} $ mi sta sbalordendo e non riesco a capire come risolvere $ \ Delta T $ con le informazioni fornite.
So che ci sono $ 0,165048 … $ moli di soluzione, che mi dà tutto ciò di cui ho bisogno per risolvere. Ci è stata data lequazione
$$ n \ Delta H_ \ mathrm {sol} = mC \ Delta T, $$
dove $ m $ – massa dacqua e $ C $ – capacità termica specifica dellacqua. Suppongo che debba essere riorganizzata in
$$ \ Delta T = \ frac {mC} {n \ Delta H_ \ mathrm {sol}} $$
Qualsiasi aiuto è molto apprezzato e posso spiegare più dettagliatamente se nca essenziale. Ci scusiamo per il Celsius, a quanto pare non usiamo Kelvin nei nostri calcoli.
Commenti
- Non esiste una talpa di soluzione.
- @IvanNeretin Certo che cè. Se ho una miscela di sostanze chimiche che somma a 6.022 x 10 ^ 23 molecole, allora ho una mole di soluzione.
Risposta
Il problema principale qui è un semplice errore di algebra. Hai riorganizzato:
$ \ pu {n \ timesΔH_ {sol} = m \ times C \ timesΔT} $
a
$ \ pu {ΔT = \ frac {m \ times C} {n \ timesΔH_ {sol}}} $
invece di
$ \ pu {ΔT = \ frac {n \ timesΔH_ {sol}} {m \ times C}} $
Inoltre, il
Si è verificato anche un leggero errore di calcolo nelle moli di soluto. Dove hai calcolato $ \ pu {0,165 moles} $ di $ \ ce {NH4Cl} $, avresti dovuto ottenere:
$ \ mathrm {8,5 g / 53,49 \ frac {g} {mol} = 0,159 ~ mol} $
Questi errori corretti, inserendo i valori da risolvere per $ \ Delta \ text {T} $ è banale e dà:
$ \ 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} $
Risposta
Sono daccordo con Airhuff (quasi) completamente.
Non importa se usi kJ / mol o kJ / g. Finché le tue unità possono annullare.
$$ \ frac {14,78kJ / mol } {53,491g / mol} = 0,277kJ / g $$
Ma volevo soprattutto sottolineare il motivo per cui va bene usare Celsius per questo calcolo, perché hai ” ΔT “ nella tua espressione.
Supponi di avere qualcosa a 30 ° C e che cambia a 24 ° C.
ΔT = 24 ° C – 30 ° C = -6 ° C
In Kelvin, le temperature sono 303K o 297K.
ΔT = 297K – 303K = -6K
Come lo farei io: $$ ΔT = 8,5 g NH4Cl * \ frac {0,277kJ} {1gNH4Cl} * \ frac {1} {100g H2O} * \ frac {1gH2O * ° C} {0,004184kJ} = 5,627 ° C $$