No momento, estou fazendo um laboratório de calorimetria e, para o pré-laboratório, fomos solicitados a determinar a mudança de temperatura (em Celsius) do cloreto de amônio em água.
A pergunta pergunta sobre a mudança de temperatura esperada ($ \ Delta T $) de $ \ pu {8,5 g} $ de $ \ ce {NH4Cl} $ em $ \ pu {100 mL} $ (ou $ \ mathrm {g} $) de água, com a entalpia molar ($ \ Delta H_ \ mathrm {sol} $) da solução sendo $ \ pu {0,277 kJ / g} $. A conversão de $ \ mathrm {kJ / g} $ está me deixando mal e não consigo descobrir como resolver $ \ Delta T $ com as informações fornecidas.
Sei que existem $ 0,165048 … $ moles de solução, que me dá tudo o que preciso resolver. Recebemos a equação
$$ n \ Delta H_ \ mathrm {sol} = mC \ Delta T, $$
onde $ m $ – massa de água e $ C $ – capacidade de calor específica da água. Estou assumindo que precisa ser reorganizada para
$$ \ Delta T = \ frac {mC} {n \ Delta H_ \ mathrm {sol}} $$
Qualquer ajuda é muito apreciada e posso explicar com mais detalhes se necessário essencial. Desculpe pelo Celsius, aparentemente não usamos Kelvin em nossos cálculos.
Comentários
- Não existe um mol de solução.
- @IvanNeretin Claro que sim. Se eu tiver uma mistura de substâncias químicas que soma 6,022 x 10 ^ 23 moléculas, então terei um mol de solução.
Resposta
O principal problema aqui é um erro simples na álgebra. Você reorganizou:
$ \ pu {n \ timesΔH_ {sol} = m \ times C \ timesΔT} $
a
$ \ pu {ΔT = \ frac {m \ times C} {n \ timesΔH_ {sol}}} $
em vez de
$ \ pu {ΔT = \ frac {n \ timesΔH_ {sol}} {m \ times C}} $
Além disso, o molar a entalpia de solvatação é dada no problema como unidades de kJ / g, não kJ / mol. Presumivelmente, este é um erro no problema fornecido. De acordo com Parker, V. B., Térmico Properties of Uni-Univalent Electrolytes , Natl. Stand. Ref. Data Series – Natl. Bur. Stand. (US), No .2, 1965, a entalpia molar da solução por $ \ ce {NH4Cl} $ é $ \ pu {14,78 kJ / mol} $.
Houve também um ligeiro erro de cálculo nos moles de soluto. Onde você calculou $ \ pu {0,165 moles} $ de $ \ ce {NH4Cl} $, você deveria ter obtido:
$ \ mathrm {8,5 g / 53,49 \ frac {g} {mol} = 0,159 ~ mol} $
Esses erros corrigidos, inserir os valores para resolver para $ \ Delta \ text {T} $ é trivial e dá:
$ \ 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} $
Resposta
Eu concordo (quase) completamente com o Airhuff.
Realmente não importa se você usa kJ / mol ou kJ / g. Contanto que suas unidades possam se cancelar.
$$ \ frac {14.78kJ / mol } {53.491g / mol} = 0.277kJ / g $$
Mas eu queria principalmente apontar, a razão pela qual é normal usar Celsius para este cálculo – porque você tem ” ΔT “ em sua expressão.
Digamos que você tenha algo a 30 ° C e muda para 24 ° C.
ΔT = 24 ° C – 30 ° C = -6 ° C
Em Kelvin, as temperaturas são 303K ou 297K.
ΔT = 297K – 303K = -6K
A maneira que eu faria: $$ ΔT = 8,5g NH4Cl * \ frac {0,277kJ} {1gNH4Cl} * \ frac {1} {100g H2O} * \ frac {1gH2O * ° C} {0,004184kJ} = 5,627 ° C $$