Akkurat nå gjør jeg et kalorimetralaboratorium, og for pre-lab har vi blitt bedt om å bestemme temperaturendringen (i Celsius) av ammoniumklorid i vann.
Spørsmålet ber om forventet temperaturendring ($ \ Delta T $) på $ \ pu {8,5 g} $ på $ \ ce {NH4Cl} $ i $ \ pu {100 ml} $ (eller $ \ mathrm {g} $) vann, med molar entalpi ($ \ Delta H_ \ mathrm {sol} $) av løsningen som $ \ pu {0,277 kJ / g} $. Konvertering av $ \ mathrm {kJ / g} $ kaster meg bort, og jeg kan ikke finne ut hvordan jeg skal løse $ \ Delta T $ med den gitte informasjonen.
Jeg vet at det er $ 0,165048 … $ mol løsning, som gir meg alt jeg trenger å løse. Vi fikk ligningen
$$ n \ Delta H_ \ mathrm {sol} = mC \ Delta T, $$
hvor $ m $ – vannmasse og $ C $ – spesifikk varmekapasitet på vann. Jeg antar at den må omorganiseres til
$$ \ Delta T = \ frac {mC} {n \ Delta H_ \ mathrm {sol}} $$
All hjelp blir satt stor pris på, og jeg kan forklare mer detaljert hvis nødvendig essary. Beklager Celsius, vi bruker tilsynelatende ikke Kelvin i beregningene våre.
Kommentarer
- Det er ikke noe som heter mol av løsning.
- @IvanNeretin Visst det er. Hvis jeg har en blanding av kjemikalier som summerer seg til 6,022 x 10 ^ 23 molekyler, så har jeg en mol løsning.
Svar
Hovedproblemet her er en enkel feil i algebraen. Du omorganiserte:
$ \ pu {n \ timesΔH_ {sol} = m \ ganger C \ timesΔT} $
til
$ \ pu {ΔT = \ frac {m \ ganger C} {n \ timesΔH_ {sol}}} $
i stedet for
$ \ pu {ΔT = \ frac {n \ timesΔH_ {sol}} {m \ times C}} $
I tillegg er molar enthalpy of solvation er gitt i problemet som enheter av kJ / g, ikke kJ / mol. Antagelig er dette en feil i det gitte problemet. Ifølge Parker, V. B., Thermal Egenskaper av Uni-Univalente elektrolytter , Natl. Stand. Ref. Data Series – Natl. Bur. Stand. (US), nr. 2, 1965, molar entalpi av løsning for $ \ ce {NH4Cl} $ er $ \ pu {14,78 kJ / mol} $.
Det var også en liten feilberegning i molene av oppløst stoff. Der du beregnet $ \ pu {0.165 mol} $ av $ \ ce {NH4Cl} $, burde du ha fått:
$ \ mathrm {8.5 g / 53.49 \ frac {g} {mol} = 0.159 ~ mol} $
Disse feilene er rettet, og plugger inn verdiene som skal løses for $ \ Delta \ text {T} $ er trivielt og gir:
$ \ 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} $
Svar
Jeg er enig med Airhuff (nesten) helt.
Det spiller ingen rolle om du bruker kJ / mol, eller kJ / g. Så lenge enhetene dine kan avbrytes.
$$ \ frac {14.78kJ / mol } {53.491g / mol} = 0.277kJ / g $$
Men jeg ønsket mest å påpeke, årsaken til at det er greit å bruke Celsius til denne beregningen – fordi du har » ΔT « i uttrykket ditt.
Si at du har noe ved 30 ° C, og det endres til 24 ° C.
ΔT = 24 ° C – 30 ° C = -6 ° C
I Kelvin er temperaturene 303K eller 297K.
ΔT = 297K – 303K = -6K
Slik jeg ville gjort det: $$ ΔT = 8.5g NH4Cl * \ frac {0.277kJ} {1gNH4Cl} * \ frac {1} {100g H2O} * \ frac {1gH2O * ° C} {0,004184kJ} = 5,627 ° C $$