Actualmente estoy atascado con esta pregunta. ¿Alguien puede ayudarme con esto?
Se calentaron 100 g de agua de $ \ pu {15 ° C} $ a $ \ pu {70 ° C} $ quemando $ \ pu {20 g} $ de etanol. ¿Cuánta energía por mol tiene este etanol?
Hasta ahora he calculado que hay $ \ pu {0.43 mol} $ en $ \ pu { 20 g} $ de etanol usando la fórmula $ n = m / M $. \ begin {align} m & = \ pu {20 g} \\ M & = 12 + 3 + 12 + 2 + 16 + 1 = \ pu {46 g / mol} \\ n & = 20/46 = \ pu {0.43 mol} \\ \ end {align}
A partir de aquí, no estoy seguro de si debo dividir la energía utilizada para calentar el agua por la cantidad de sustancia. Al usar la fórmula de calor específico,
$$ Q = c \ cdot m \ cdot \ Delta {} T = \ pu {4.2 J // g \ cdot K} \ cdot \ pu {100 g} \ cdot \ pu {55 K} = \ pu {23100 J} $$
$$ \ text {Energía por mol} = \ frac {\ pu {23100 J}} {\ pu {0.43 mol}} = \ pu {53720.93 J // mol}. $$
Es ¿Ésta es la respuesta correcta?
Respuesta
Cada gramo de agua tiene un calor específico de 4 J/(K.g) *. Entonces, calentar $ \ pu {100 g} $ de agua de $ \ pu {15 ° C} $ a $ \ pu {70 ° C} $ requeriría:
Heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4 J/(K.g) = 22,000 joules = 22 kJ $ \ pu {20 g} $ de etanol sería:
Ethanol mol = (20g / 46,07 g/mol) = 0.43 mol Entonces, esto significa que:
0.43 mol = 22 kJ mol = 22 / 0.43 mol = 50677 J = 50.67 kJ Entonces, el etanol tiene 50.67 kJ/mol vs 53.72 kJ/mol dicho b tu. Yo diría que has hecho bien tu tarea, hay muy poca diferencia (he usado algunos decimales para calcular, quizás tú no. (A continuación puedes encontrar una respuesta más precisa)).
* Calor específico del agua : el agua cambia su calor específico cuando lo cambia calor. Por ejemplo: ( Wikipedia )
Water at 100 °C (steam) 2.080 J/(K.g) Water at 25 °C 4.1813 J/(K.g) Water at 100 °C 4.1813 J/(K.g) Water at −10 °C (ice) 2.05 J/(K.g) Normaly it"s used: 4.1813 J/(K.g) Se puede encontrar una tabla mejor en una página en francés .
Usando esta tabla podemos hacer una mejor aproximación:
Water heat = (70°C - 15°C) * 100g Water heat = (293.03 J - 63.04 J) * 100g Water heat = 229.99 J * 100g Water heat = 22,999 J = 22.999 kJ ≈ 22.9 kJ Ethanol mol = (20g / 46.07 g/mol) = 0.43 mol Exactly: 0,4341219882787063164749294551769 mol 0.43 mol = 22999 J mol = 22999 / 0.43 mol = 52978.19 J = 52.97819 kJ ≈ 52.97 kJ Exactly: 52978,196500000000000000000000001 J Answer: Ethanol has 52.97 kJ/mol. A value closer to your own value. PD: Solo soy una persona normal a la que le gusta la química, tal vez me equivoque. Por ejemplo, en la teoría, no tengo idea de lo que significa $ Q = c \ cdot m \ cdot \ Delta {} T = \ pu {4.2 \ frac {J} {g \ cdot K}} \ cdot \ pu {100 g} \ cdot \ pu {55 K} = \ pu {23100 J} $ Bueno, tengo algunas ideas pero no las aprendí en la escuela.
Editar:
Noté que tienes tu propio mol de etanol (46 g/mol en lugar de mi 46.07 g/mol) y tu propio calor del agua (4.2 J/(K.g)). Tienes que hacer:
Water heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4.2 J/(K.g) Water heat = 55°C * 100g * 4.2 J/(K.g) Water heat = Water heat = 23100 J = 23.1 kJ Ethanol mol = (20g / 46 g/mol) = 0.43 mol Exactly: 0.43478260869565217391304347826087 mol 0.43 mol = 23100 J mol = 23100 / 0.43 Using mol decimals (0.43478260869565217391304347826087) mol = 53130 k = 53.13 kJ Using only 2 decimals (0.43) mol = 53720,93 J ≈ 53.72 kJ Exactly: 53720,930232558139534883720930233 J Answer: Ethanol has 53.13 kJ/mol (With decimals) or 53.72 kJ (with 2 decimal). So yes! You have done right! Comentarios