Just nu gör jag ett kalorimetralaboratorium och för pre-lab har vi blivit ombedda att bestämma temperaturförändringen (i Celsius) för ammoniumklorid i vatten.
Frågan ställer den förväntade temperaturförändringen ($ \ Delta T $) på $ \ pu {8,5 g} $ på $ \ ce {NH4Cl} $ i $ \ pu {100 ml} $ (eller $ \ mathrm {g} $) vatten, med molär entalpi ($ \ Delta H_ \ mathrm {sol} $) för lösningen är $ \ pu {0,277 kJ / g} $. Omvandlingen av $ \ mathrm {kJ / g} $ kastar bort mig och jag kan inte ta reda på hur jag ska lösa $ \ Delta T $ med den givna informationen.
Jag vet att det finns $ 0,165048 … $ mol lösning, vilket ger mig allt jag behöver lösa. Vi fick ekvationen
$$ n \ Delta H_ \ mathrm {sol} = mC \ Delta T, $$
där $ m $ – vattenmassa och $ C $ – specifik värmekapacitet för vatten. Jag antar att det måste ordnas om till
$$ \ Delta T = \ frac {mC} {n \ Delta H_ \ mathrm {sol}} $$
All hjälp uppskattas mycket och jag kan förklara mer i detalj om det är nödvändigt uppsats. Ledsen för Celsius, vi använder tydligen inte Kelvin i våra beräkningar.
Kommentarer
- Det finns inget som heter mol lösning.
- @IvanNeretin Visst finns det. Om jag har en blandning av kemikalier som uppgår till 6,022 x 10 ^ 23 molekyler, har jag en mol lösning.
Svar
Huvudproblemet här är ett enkelt misstag i algebra. Du ordnade om:
$ \ pu {n \ timesΔH_ {sol} = m \ gånger C \ timesΔT} $
till
$ \ pu {ΔT = \ frac {m \ gånger C} {n \ timesΔH_ {sol}}} $
snarare än
$ \ pu {ΔT = \ frac {n \ timesΔH_ {sol}} {m \ times C}} $
Dessutom molar entalpi av solvation ges i problemet som enheter av kJ / g, inte kJ / mol. Antagligen är detta ett fel i det givna problemet. Enligt Parker, V.B., Termisk Egenskaper hos Uni-Univalent Electrolytes , Natl. Stand. Ref. Data Series – Natl. Bur. Stand. (US), nr. 2, 1965, molär entalpi av lösning för $ \ ce {NH4Cl} $ är $ \ pu {14,78 kJ / mol} $.
Det fanns också en liten felberäkning i mol av löst ämne. Där du beräknade $ \ pu {0.165 mol} $ av $ \ ce {NH4Cl} $, borde du ha fått:
$ \ mathrm {8,5 g / 53,49 \ frac {g} {mol} = 0,159 ~ mol} $
Dessa fel korrigeras, pluggar in värdena för att lösa för $ \ Delta \ text {T} $ är trivialt och ger:
$ \ 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
Jag håller med Airhuff (nästan) helt.
Det spelar ingen roll om du använder kJ / mol eller kJ / g. Så länge dina enheter kan avbrytas.
$$ \ frac {14.78kJ / mol } {53.491g / mol} = 0.277kJ / g $$
Men jag ville främst påpeka, anledningen till att det är okej att använda Celsius för denna beräkning – för att du har ” ΔT ” i ditt uttryck.
Säg att du har något vid 30 ° C och det ändras till 24 ° C.
ΔT = 24 ° C – 30 ° C = -6 ° C
I Kelvin är temperaturerna 303K eller 297K.
ΔT = 297K – 303K = -6K
Så som jag skulle göra det: $$ ΔT = 8,5 g NH4Cl * \ frac {0,277kJ} {1gNH4Cl} * \ frac {1} {100g H2O} * \ frac {1gH2O * ° C} {0,004184kJ} = 5,627 ° C $$