Jeg sidder i øjeblikket med dette spørgsmål. Kan nogen hjælpe mig med dette?
100 g vand blev opvarmet fra $ \ pu {15 ° C} $ til $ \ pu {70 ° C} $ ved at brænde $ \ pu {20 g} $ ethanol. Hvor meget energi pr. Mol har denne ethanol?
Indtil videre har jeg beregnet, at der er $ \ pu {0,43 mol} $ i $ \ pu { 20 g} $ ethanol ved hjælp af formlen $ 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}
Herfra er jeg ikke sikker på, om jeg skal dele den energi, der bruges til at varme vandet op med mængden af stof. Ved at bruge den specifikke varmeformel,
$$ Q = c \ cdot m \ cdot \ Delta {} T = \ pu {4.2 J // g \ cdot K} \ cdot \ pu {100 g} \ cdot \ pu {55 K} = \ pu {23100 J} $$
$$ \ text {Energi pr. mol} = \ frac {\ pu {23100 J}} {\ pu {0,43 mol}} = \ pu {53720,93 J // mol}. $$
Er dette det rigtige svar?
Svar
Hvert gram vand har en specifik varme på 4 J/(K.g) *. Så opvarmning af $ \ pu {100 g} $ vand fra $ \ pu {15 ° C} $ til $ \ pu {70 ° C} $ ville tage:
Heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4 J/(K.g) = 22,000 joules = 22 kJ $ \ pu {20 g} $ ethanol ville være:
Ethanol mol = (20g / 46,07 g/mol) = 0.43 mol Så det betyder, at:
0.43 mol = 22 kJ mol = 22 / 0.43 mol = 50677 J = 50.67 kJ Så ethanol har 50.67 kJ/mol vs 53.72 kJ/mol sagde b y dig. Jeg vil sige, at du har gjort dine lektier fine, der er en meget lille forskel (jeg har brugt noget decimal til at beregne, måske ikke du. (Nedenfor kan du finde et mere præcist svar)).
* Vandspecifik varme : vand ændrer den “s specifikke varme, når den ændrer den” s varme. For eksempel: ( 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) En bedre tabel kan findes i en fransk side .
Ved hjælp af denne tabel kan vi gøre en bedre tilnærmelse:
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: Jeg er kun en normal person, der kan lide kemi, måske tager jeg fejl. For eksempel har jeg i teorien ingen idé om, hvad der betyder $ 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} $ Nå, jeg har nogle ideer, men jeg har ikke lært det på skolen.
Rediger:
Jeg bemærker, at du har din egen mol ethanol (46 g/mol i stedet for min 46.07 g/mol) og din egen specifikke vandvarme (4.2 J/(K.g)). Du skal gøre:
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! Kommentarer
- Kimchiboy03 antog en varmekapacitet på $ \ pu {0,42 J / mol K} $, mens du først beregner, antager med en varmekapacitet på $ \ pu {0,4 J / mol K} $ en værdi, der er næsten $ \ pu (5%} $ mindre end den tidligere. Derudover antog Kimchiboy03 en molær masse af ethanol på $ \ pu {46 g / mol} $, og du $ \ pu {46,07 g / mol} $. Disse bidrager til numeriske forskelle i resultaterne. Til sidst vil jeg afrunde $ \ pu {52978 J} $ op til $ \ pu {52.98 kJ / mol} $, snarere end ned til $ \ pu { 52 0,97 kJ / mol} $. Selvom dette kan ses som nit-picking.
- @Buttonwood, åh, jeg brugte værdien af mol fra Wikipedia.