No momento, estou preso com esta pergunta. Alguém pode me ajudar com isso?
100 g de água foram aquecidos de $ \ pu {15 ° C} $ a $ \ pu {70 ° C} $ queimando $ \ pu {20 g} $ de etanol. Quanta energia por mol este etanol tem?
Até agora, calculei que há $ \ pu {0,43 mol} $ em $ \ pu { 20 g} $ de etanol usando a 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 daqui, não tenho certeza se devo dividir a energia usada para aquecer a água pela quantidade de substância. Usando a fórmula de calor específico,
$$ Q = c \ cdot m \ cdot \ Delta {} T = \ pu {4.2 J // g \ cdot K} \ cdot \ pu {100 g} \ cdot \ pu {55 K} = \ pu {23100 J} $$
$$ \ text {Energia por mol} = \ frac {\ pu {23100 J}} {\ pu {0,43 mol}} = \ pu {53720,93 J // mol}. $$
É esta é a resposta certa?
Resposta
Cada grama de água tem um calor específico de 4 J/(K.g) *. Portanto, aquecer $ \ pu {100 g} $ de água de $ \ pu {15 ° C} $ a $ \ pu {70 ° C} $ levaria:
Heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4 J/(K.g) = 22,000 joules = 22 kJ $ \ pu {20 g} $ de etanol seria:
Ethanol mol = (20g / 46,07 g/mol) = 0.43 mol Isso significa que:
0.43 mol = 22 kJ mol = 22 / 0.43 mol = 50677 J = 50.67 kJ Então o etanol 50.67 kJ/mol vs 53.72 kJ/mol disse b você. Eu diria que você fez bem o seu dever de casa, há uma diferença muito pequena (usei alguns decimais para calcular, talvez você não. (Abaixo você pode encontrar uma resposta mais precisa)).
* Calor específico da água : a água muda seu calor específico quando muda calor. Por exemplo: ( 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) Uma tabela melhor pode ser encontrada em uma página francesa .
Usando esta tabela podemos fazer uma aproximação melhor:
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: Sou apenas uma pessoa normal que gosta de química, talvez eu esteja errado. Por exemplo, na teoria, não tenho ideia do 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} $ Bem, tenho algumas ideias, mas não as aprendi na escola.
Editar:
Percebi que você tem seu próprio mol de etanol (46 g/mol em vez de meu 46.07 g/mol) e seu próprio calor de água (4.2 J/(K.g)). Você deve fazer:
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! Comentários
- Kimchiboy03 assumiu uma capacidade de calor de $ \ pu {0,42 J / mol K} $, enquanto seu primeiro cálculo assume com uma capacidade de calor de $ \ pu {0,4 J / mol K} $ um valor que é quase $ \ pu (5%} $ menor que o anterior. Além disso, Kimchiboy03 assumiu uma massa molar de etanol de $ \ pu {46 g / mol} $, e você $ \ pu {46,07 g / mol} $. Estes contribuem para diferenças numéricas nos resultados. Eventualmente, eu arredondaria $ \ pu {52978 J} $ para $ \ pu {52,98 kJ / mol} $, em vez de $ \ pu { 52 0,97 kJ / mol} $. Mesmo que isso possa ser visto como picuinhas.
- @Buttonwood, oh, eu usei o valor do mol da Wikipedia.