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| Aufgabe | | Bestimme die Lösungsenthalpie(Q) für 1 Mold des Salzen. |
Und zwar: wir haben in einem experiment 10g. Ammoniumchlorid in 100g. Wasser gelöst.das ganze war wärmeisoliert. innerhalb weniger minuten hat sich die Temperatur dabei um 6,2 Kelvin geändert.
dazu habe ich zuerst die Formel :
[mm] q=c*m*\Delta [/mm] T benutzt, also: q= (4,19J/g*K)*10g*6,2K
q= 2,597 J =0,259KJ/mol
für Q gilt: Q=-n*KJ/mol --> Q= -53,49g/mol *0,259KJ/mol
Q= 13,89 KJ
meine frage wäre 1. ob ich richtig gerechnet habe und ob dieser wert ungefäht stimmt.
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Hallo,
> Bestimme die Lösungsenthalpie(Q) für 1 Mold des Salzen.
> Und zwar: wir haben in einem experiment 10g.
> Ammoniumchlorid in 100g. Wasser gelöst.das ganze war
> wärmeisoliert. innerhalb weniger minuten hat sich die
> Temperatur dabei um 6,2 Kelvin geändert.
> dazu habe ich zuerst die Formel :
> [mm]q=c*m*\Delta[/mm] T benutzt, also: q= (4,19J/g*K)*10g*6,2K
> q= 2,597 J =0,259KJ/mol
> für Q gilt: Q=-n*KJ/mol --> Q= -53,49g/mol *0,259KJ/mol
> Q= 13,89 KJ
>
> meine frage wäre 1. ob ich richtig gerechnet habe und ob
> dieser wert ungefäht stimmt.
Also das Ergebnis ist richtig, aber im Rechenweg scheinen mir Fehler zu sein. In der Formel
[mm]q=c*m*\Delta T[/mm]
ist m die Masse des Wassers, also m = 100 g. Du erhäst dann eine Lösungsenthalpie von 2,598 kJ pro 10 g [mm] NH_{4}Cl.
[/mm]
Das wären 0,2598 kJ pro 1 g [mm] NH_{4}Cl. [/mm] Diesen Wert musst Du dann mit der Molmasse multiplizieren (eigentlich ein Dreisatz) um auf die molare Lösungsenthalpie zu kommen:
Q = 0,2598 kJ/g * 53,49116 g/mol = 13,9 kJ
Wollte man genauer sein, müsste man eigentlich formulieren:
[mm]q=c(H_{2}O)*m(H_{2}O)*\Delta T + c(NH_{4}Cl)*m(NH_{4}Cl)*\Delta T[/mm][/mm]
Aber im Rahmen der schulischen Genauigkeit wird das wohl vernachlässigt.
LG, Martinius
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