Chaque gramme deau a une chaleur spécifique de 4 J/(K.g) *. Donc, chauffer $ \ pu {100 g} $ deau de $ \ pu {15 ° C} $ à $ \ pu {70 ° C} $ prendrait:

Heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4 J/(K.g) = 22,000 joules = 22 kJ 

$ \ pu {20 g} $ déthanol serait:

Ethanol mol = (20g / 46,07 g/mol) = 0.43 mol 

Cela signifie donc que:

0.43 mol = 22 kJ mol = 22 / 0.43 mol = 50677 J = 50.67 kJ 

Donc, léthanol a 50.67 kJ/mol vs 53.72 kJ/mol dit b y vous. Je dirais que vous avez bien fait vos devoirs, il y a une très petite différence (jai utilisé une décimale pour calculer, peut-être pas. (Ci-dessous vous pouvez trouver une réponse plus précise)).

* Chaleur spécifique à leau : leau modifie sa chaleur spécifique lorsquelle la modifie « s Chauffer. Par exemple: ( 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) 

Une meilleure table peut être trouvée dans une page en français .
En utilisant ce tableau , nous pouvons faire une meilleure estimation:

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: Je ne suis quune personne normale qui aime la chimie, peut-être que je me trompe. Par exemple, dans la théorie, je nai aucune idée de ce que signifie $ 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} $ Eh bien, jai quelques idées mais je ne les ai pas apprises à lécole.

Edit:

Je remarque que vous avez votre propre mol déthanol (46 g/mol au lieu de mon 46.07 g/mol) et votre propre chaleur de leau (4.2 J/(K.g)). Vous devez faire:

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! 

Commentaires

• Kimchiboy03 a supposé une capacité thermique de $ \ pu {0,42 J / mol K} $, alors que votre premier calcul suppose avec une capacité thermique de $ \ pu {0,4 J / mol K} $ une valeur qui est presque $ \ pu (5%} $ plus petit que lancien. De plus, Kimchiboy03 a supposé une masse molaire déthanol de $ \ pu {46 g / mol} $, et vous $ \ pu {46,07 g / mol} $. Ces contribuent aux différences numériques dans les résultats. Finalement, jarrondirais $ \ pu {52978 J} $ à $ \ pu {52,98 kJ / mol} $, plutôt quà $ \ pu { 52 .97 kJ / mol} $. Même si cela peut être perçu comme du pinaillage.
• @Buttonwood, oh, jai utilisé la valeur de la mol de Wikipedia.