Op dit moment doe ik een calorimetrielab en voor het pre-lab is ons gevraagd de temperatuurverandering (in graden Celsius) van ammoniumchloride in water.
De vraag vraagt naar de verwachte temperatuurverandering ($ \ Delta T $) van $ \ pu {8,5 g} $ van $ \ ce {NH4Cl} $ in $ \ pu {100 ml} $ (of $ \ mathrm {g} $) van water, waarbij de molaire enthalpie ($ \ Delta H_ \ mathrm {sol} $) van de oplossing $ \ pu {0,277 kJ / g} $ is. De conversie van $ \ mathrm {kJ / g} $ werpt me af en ik kan niet achterhalen hoe ik $ \ Delta T $ moet oplossen met de gegeven info.
Ik weet dat er $ 0,165048 … $ mol oplossing is, dat geeft me alles wat ik nodig heb om op te lossen. We kregen de vergelijking
$$ n \ Delta H_ \ mathrm {sol} = mC \ Delta T, $$
waar $ m $ – massa water en $ C $ – specifieke warmtecapaciteit van water. Ik neem aan dat het moet worden herschikt naar
$$ \ Delta T = \ frac {mC} {n \ Delta H_ \ mathrm {sol}} $$
Alle hulp wordt zeer op prijs gesteld en ik kan indien nodig in meer detail uitleggen wezenlijk. Sorry voor de Celsius, we gebruiken Kelvin blijkbaar niet in onze berekeningen.
Opmerkingen
- Er bestaat niet zoiets als een mol oplossing.
- @IvanNeretin Tuurlijk. Als ik een mengsel van chemicaliën heb met een totaal van 6.022 x 10 ^ 23 moleculen, dan heb ik één mol oplossing.
Answer
Het grootste probleem hier is een simpele fout in de algebra. Je herschikt:
$ \ pu {n \ timesΔH_ {sol} = m \ maal C \ tijdenΔT} $
tot
$ \ pu {ΔT = \ frac {m \ maal C} {n \ tijdenΔH_ {sol}}} $
in plaats van
$ \ pu {ΔT = \ frac {n \ timesΔH_ {sol}} {m \ times C}} $
Bovendien is de molaire solvatatie-enthalpie wordt in het probleem gegeven als eenheden van kJ / g, niet kJ / mol. Vermoedelijk is dit een fout in het gegeven probleem. Volgens Parker, V. B., Thermal Eigenschappen van Uni-Univalent Electrolytes , Natl. Stand. Ref. Data Series – Natl. Bur. Stand. (US), nr. 2, 1965, de molaire enthalpie van oplossing voor $ \ ce {NH4Cl} $ is $ \ pu {14,78 kJ / mol} $.
Er was ook een kleine misrekening in het aantal mol opgeloste stof. Waar u $ \ pu {0,165 mol} $ van $ \ ce {NH4Cl} $ had berekend, had u het volgende moeten krijgen:
$ \ mathrm {8.5 g / 53.49 \ frac {g} {mol} = 0.159 ~ mol} $
Deze fouten zijn gecorrigeerd, het invoegen van de waarden om op te lossen voor $ \ Delta \ text {T} $ is triviaal en geeft:
$ \ 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} $
Antwoord
Ik ben het (bijna) volledig eens met Airhuff.
Het maakt niet echt uit of je kJ / mol of kJ / g gebruikt. Zolang je eenheden dit kunnen annuleren.
$$ \ frac {14.78kJ / mol } {53.491g / mol} = 0.277kJ / g $$
Maar ik wilde vooral aangeven waarom het oké is om Celsius te gebruiken voor deze berekening – omdat je ” ΔT “ in je uitdrukking.
Stel dat je iets hebt bij 30 ° C, en het verandert in 24 ° C.
ΔT = 24 ° C – 30 ° C = -6 ° C
In Kelvin zijn de temperaturen 303K of 297K.
ΔT = 297K – 303K = -6K
Zoals ik het zou doen: $$ ΔT = 8.5g NH4Cl * \ frac {0.277kJ} {1gNH4Cl} * \ frac {1} {100g H2O} * \ frac {1gH2O * ° C} {0,004184kJ} = 5,627 ° C $$