W tej chwili wykonuję laboratorium kalorymetryczne i w ramach laboratorium wstępnego poproszono nas o określenie zmiany temperatury (w stopniach Celsjusza) chlorku amonu w wody.
Pytanie dotyczy oczekiwanej zmiany temperatury ($ \ Delta T $) o $ \ pu {8.5 g} $ of $ \ ce {NH4Cl} $ in $ \ pu {100 mL} $ (lub $ \ mathrm {g} $) wody, z entalpią molową ($ \ Delta H_ \ mathrm {sol} $) roztworu wynoszącą $ \ pu {0,277 kJ / g} $. Konwersja $ \ mathrm {kJ / g} $ mnie wyrzuca i nie mogę znaleźć rozwiązania dla $ \ Delta T $ na podstawie podanych informacji.
Wiem, że jest 0,165048 … $ moli roztworu, co daje mi wszystko, czego potrzebuję do rozwiązania. Otrzymaliśmy równanie
$$ n \ Delta H_ \ mathrm {sol} = mC \ Delta T, $$
gdzie $ m $ – masa wody i $ C $ – pojemność cieplna właściwa wody. Zakładam, że trzeba ją przestawić na
$$ \ Delta T = \ frac {mC} {n \ Delta H_ \ mathrm {sol}} $$
Każda pomoc jest bardzo mile widziana i jeśli jest to konieczne, mogę wyjaśnić bardziej szczegółowo esencja. Przepraszamy za stopnie Celsjusza, najwyraźniej nie używamy Kelvina w naszych obliczeniach.
Komentarze
- Nie ma czegoś takiego jak kret rozwiązania.
- @IvanNeretin Jasne, że tak. Jeśli mam mieszaninę związków chemicznych, których suma stanowi 6,022 x 10 ^ 23 cząsteczek, to mam jeden mol roztworu.
Odpowiedź
Głównym problemem jest tutaj prosty błąd w algebrze. Przestawiłeś:
$ \ pu {n \ timesΔH_ {sol} = m \ times C \ timesΔT} $
do
$ \ pu {ΔT = \ frac {m \ times C} {n \ timesΔH_ {sol}}} $
zamiast
$ \ pu {ΔT = \ frac {n \ timesΔH_ {sol}} {m \ times C}} $
Ponadto entalpię solwatacji> molową podaje się w zadaniu w jednostkach kJ / g, a nie kJ / mol. Prawdopodobnie jest to błąd w zadaniu. Według Parkera, V. B., Thermal Properties of Uni-Univalent Electrolytes , Natl. Stand. Ref. Data Series – Natl. Bur. Stand. (US), No. 2, 1965, molowa entalpia roztworu dla $ \ ce {NH4Cl} $ wynosi $ \ pu {14,78 kJ / mol} $.
Wystąpił również niewielki błąd w obliczeniach liczby moli substancji rozpuszczonej. Tam, gdzie obliczyłeś $ \ pu {0,165 moli} $ z $ \ ce {NH4Cl} $, powinieneś otrzymać:
$ \ mathrm {8,5 g / 53,49 \ frac {g} {mol} = 0,159 ~ mol} $
Te błędy zostały poprawione, wstawienie wartości do rozwiązania dla $ \ Delta \ text {T} $ jest trywialne i daje:
$ \ pu {ΔT = \ frac {\ pu {0,159 mol} \ times \ pu {14,78 kJ mol-1}} {\ pu {100g} \ times \ pu {4,186J ~ g-1 ~ K-1}} = 5,6 tys.} $
Odpowiedź
Zgadzam się (prawie) całkowicie z Airhuff.
Nie ma znaczenia, czy użyjesz kJ / mol, czy kJ / g. O ile twoje jednostki mogą się wyczerpać.
$$ \ frac {14,78kJ / mol } {53,491g / mol} = 0,277kJ / g $$
Ale przede wszystkim chciałem wskazać powód, dla którego można używać stopni Celsjusza do tych obliczeń – ponieważ masz ” ΔT „ w wyrażeniu.
Powiedzmy, że masz coś przy 30 ° C, a zmienia się na 24 ° C.
ΔT = 24 ° C – 30 ° C = -6 ° C
W kelwinach temperatury wynoszą 303K lub 297K.
ΔT = 297K – 303K = -6K
Tak bym to zrobił: $$ ΔT = 8,5g NH4Cl * \ frac {0.277kJ} {1gNH4Cl} * \ frac {1} {100g H2O} * \ frac {1gH2O * ° C} {0,004184kJ} = 5,627 ° C $$