Calcola l'entalpia di dissoluzione in # "kJ / mol" # di # "NaOH" #?
Risposta:
Ecco cosa ho ottenuto.
Spiegazione:
L'idea qui è che puoi usare il calore assorbito dalla soluzione per trovare il calore emesso con lo scioglimento del sale.
Più specificamente, puoi supporre che
#DeltaH_"diss" = -q_"solution"#
Il segno meno è usato qui perché calore perso porta un segno negativo.
Per trovare il calore assorbito dalla soluzione, è possibile utilizzare l'equazione
#color(blue)(ul(color(black)(q = m * c * DeltaT)))#
Qui
- #q# is the heat gained by the water
- #m# is the mass of the water
- #c# is the specific heat of water
- #DeltaT# is the change in temperature, defined as the difference between the final temperature and the initial temperature of the sample
Come suggerisce il problema, è possibile approssimare la massa e il calore specifico della soluzione essere uguale a quelli del campione di acqua pura.
La temperatura aumenta di #0.121^@"C"#, quindi lo sai
#DeltaT = 0.121^@"C" -># positive because the final temperature is higher than the initial temperature
Inserisci i tuoi valori per trovare
#q = 125 color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "4.18 J" color(red)(cancel(color(black)("g"^(-1)))) color(red)(cancel(color(black)(""^@"C"^(-1)))) * 0.121 color(red)(cancel(color(black)(""^@"C")))#
#q = "63.22 J"#
Quindi, sai che la soluzione ha assorbito #"63.22 J"#, il che implica che la dissoluzione del sale emanava #"63.22 J"#. In altre parole, hai
#DeltaH_"diss" = - "63.22 J"#
Convertire la massa di idrossido di sodio in talpe usando il composto massa molare
#2.4 * 10^(-4) color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "1 mole NaOH"/(39.997color(red)(cancel(color(black)("g")))) = 6.00 * 10^(-6)# #"moles NaOH"#
Sai che il entalpia di scioglimento quando #6.00 * 10^(-6)# talpe di idrossido di sodio si dissolvono in acqua, quindi utilizzare queste informazioni per trovare l'entalpia di dissoluzione quando #1# Talpa del sale si dissolve
#1 color(red)(cancel(color(black)("mole NaOH"))) * (-"63.22 J")/(6.00 * 10^(-6)color(red)(cancel(color(black)("moles NaOH")))) = -1.054 * 10^7# #"J"#
Infine, converti questo in kilojoule
#1.054 * 10^7 color(red)(cancel(color(black)("J"))) * "1 kJ"/(10^3color(red)(cancel(color(black)("J")))) = 1.054 * 10^4# #"kJ"#
Pertanto, si può dire che l'entalpia della dissoluzione, o entalpia molare di dissoluzione, per idrossido di sodio è
#color(darkgreen)(ul(color(black)(DeltaH_"diss" = - 1.1 * 10^4color(white)(.)"kJ mol"^(-1))))#
La risposta è arrotondata a due sig fichi, il numero di fichi che hai per la massa di idrossido di sodio.
NOTA A MARGINE Il valore accettato per l'entalpia di dissoluzione dell'idrossido di sodio in acqua a #25^@"C"# is
#DeltaH_"diss" = - "44.51 kJ"#
Come puoi vedere, questo non è nemmeno vicino a quello che abbiamo ottenuto, quindi assicurati di ricontrollare i valori forniti dal problema.