Jag är för närvarande fast med den här frågan. Kan någon snälla hjälpa mig med detta?
100 g vatten värmdes upp från $ \ pu {15 ° C} $ till $ \ pu {70 ° C} $ genom att bränna $ \ pu {20 g} $ etanol. Hur mycket energi per mol har denna etanol?
Hittills har jag beräknat att det finns $ \ pu {0,43 mol} $ i $ \ pu { 20 g} $ etanol med formeln $ n = m / M $. \ börja {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}
Härifrån är jag inte säker på om jag ska dela upp energin som används för att värma upp vattnet med mängden ämne. Genom att använda den specifika värmeformeln,
$$ Q = c \ cdot m \ cdot \ Delta {} T = \ pu {4.2 J // g \ cdot K} \ cdot \ pu {100 g} \ cdot \ pu {55 K} = \ pu {23100 J} $$
$$ \ text {Energi per mol} = \ frac {\ pu {23100 J}} {\ pu {0,43 mol}} = \ pu {53720,93 J // mol}. $$
Är är det rätta svaret?
Svar
Varje gram vatten har en specifik värme på 4 J/(K.g) *. Så att värma $ \ pu {100 g} $ vatten från $ \ pu {15 ° C} $ till $ \ pu {70 ° C} $ skulle ta:
Heat = (70°C - 15°C) * 100g * 4 J/(K.g) = 22,000 joules = 22 kJ $ \ pu {20 g} $ etanol skulle vara:
Ethanol mol = (20g / 46,07 g/mol) = 0.43 mol Så det betyder att:
0.43 mol = 22 kJ mol = 22 / 0.43 mol = 50677 J = 50.67 kJ Så etanol har 50.67 kJ/mol vs 53.72 kJ/mol sa b y du. Jag skulle säga att du har gjort dina läxor bra, det är väldigt liten skillnad (jag har använt lite decimal för att beräkna, kanske inte du. (Nedan hittar du ett mer exakt svar)).
* Vattenspecifik värme : vatten ändrar den specifika värmen när den ändrar den värme. Till exempel: ( 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 bättre tabell finns i en fransk sida .
Med denna tabell kan vi göra en bättre uppgradering:
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: Jag är bara en normal person som gillar kemi, kanske har jag fel. Till exempel i teorin har jag ingen aning om vad som 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} $ Jag har några idéer men jag har inte lärt mig det i skolan.
Redigera:
Jag märker att du har din egen mol etanol (46 g/mol istället för min 46.07 g/mol) och din egen specifika värme av vatten (4.2 J/(K.g)). Du måste göra:
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 värmekapacitet på $ \ pu {0,42 J / mol K} $, medan du först beräknar med en värmekapacitet på $ \ pu {0,4 J / mol K} $ ett värde som är nästan $ \ pu (5%} $ mindre än den tidigare. Dessutom antog Kimchiboy03 en molmassa av etanol på $ \ pu {46 g / mol} $, och du $ \ pu {46,07 g / mol} $. Dessa bidrar till numeriska skillnader i resultaten. Så småningom skulle jag avrunda $ \ pu {52978 J} $ upp till $ \ pu {52,98 kJ / mol} $, snarare än ner till $ \ pu { 52 0,97 kJ / mol} $. Även om detta kan ses som nit-plockning.
- @Buttonwood, åh, jag använde molvärdet från Wikipedia.