Al momento sono bloccato con questa domanda. Qualcuno può aiutarmi con questo?
100 g di acqua sono stati riscaldati da $ \ pu {15 ° C} $ a $ \ pu {70 ° C} $ bruciando $ \ pu {20 g} $ di etanolo. Quanta energia per mole ha questo etanolo?
Finora ho calcolato che ci sono $ \ pu {0.43 mol} $ in $ \ pu { 20 g} $ di etanolo utilizzando la formula $ 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}
Da qui, non sono sicuro di dover dividere lenergia utilizzata per riscaldare lacqua per la quantità di sostanza. Utilizzando la formula del calore specifica,
$$ Q = c \ cdot m \ cdot \ Delta {} T = \ pu {4.2 J // g \ cdot K} \ cdot \ pu {100 g} \ cdot \ pu {55 K} = \ pu {23100 J} $$
$$ \ text {Energy per mole} = \ frac {\ pu {23100 J}} {\ pu {0.43 mol}} = \ pu {53720.93 J // mol}. $$
È questa è la risposta giusta?
Risposta
Ogni grammo di acqua ha un calore specifico di 4 J/(K.g) *. Quindi riscaldare $ \ pu {100 g} $ di acqua da $ \ pu {15 ° C} $ a $ \ pu {70 ° C} $ richiederebbe:
Heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4 J/(K.g) = 22,000 joules = 22 kJ $ \ pu {20 g} $ di etanolo sarebbe:
Ethanol mol = (20g / 46,07 g/mol) = 0.43 mol Quindi questo significa che:
0.43 mol = 22 kJ mol = 22 / 0.43 mol = 50677 J = 50.67 kJ Quindi letanolo ha 50.67 kJ/mol vs 53.72 kJ/mol detto b tu. Direi che hai fatto bene i tuoi compiti, cè pochissima differenza (ho usato dei decimali per calcolare, forse no. (Di seguito puoi trovare una risposta più precisa)).
* Calore specifico dellacqua : lacqua cambia il proprio calore specifico quando lo cambia “s calore. Ad esempio: ( 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) Una tabella migliore può essere trovata in una pagina francese .
Utilizzando questa tabella possiamo ottenere una migliore approssimazione:
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: Sono solo una persona normale a cui piace la chimica, forse mi sbaglio. Ad esempio in teoria non ho idea di cosa significhi $ 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} $ Beh, ho alcune idee ma non le ho imparate a scuola.
Modifica:
Ho notato che hai la tua propria molecola di etanolo (46 g/mol invece della mia 46.07 g/mol) e la tua specifica calore dellacqua (4.2 J/(K.g)). Devi fare:
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! Commenti
- Kimchiboy03 ha assunto una capacità termica di $ \ pu {0,42 J / mol K} $, mentre il primo calcolo assume con una capacità termica di $ \ pu {0,4 J / mol K} $ un valore che è quasi $ \ pu (5%} $ più piccolo del primo. Inoltre, Kimchiboy03 ha assunto una massa molare di etanolo di $ \ pu {46 g / mol} $ e tu $ \ pu {46,07 g / mol} $. Questi contribuiscono alle differenze numeriche nei risultati. Alla fine, arrotonderei $ \ pu {52978 J} $ per eccesso a $ \ pu {52,98 kJ / mol} $, anziché per difetto $ \ pu { 52 .97 kJ / mol} $. Anche se questo può essere visto come pignolo.
- @Buttonwood, oh, ho usato il valore del mol da Wikipedia.