Bestämning av reaktionsentalpin för neutralisationsreaktionen

$∆$ T1 = Tblandning - Tkv = 25,6 ^o C - 20^oC = 5,6^o C

$∆$ Hrxn = qrxn

qrxn = ms $∆$ T

msoln = 100 ml = 100 g

$∆$ T = 5,6^o C

qsoln = 100 g * 4,2 kJ / ( kg * K) * 5,6 = 2352 J

qrxn = - ( qsoln - qcal)

qcal = Ccal * $∆$ T = 92,28 J /K * 5,6^oC = 516,768 J/ K

qrxn = -( -2352+516,768) = -2868,768 J

$∆$ H för 1 mol : 1mol / 1L = 0,05 mol

-2868,768 J / 0,05 = -57375,36 J mol^-1 = -57,3 kJ mol^-1

Svar: $∆$ H är -57 kJ mol^-1

Det här var så jag tänkte. Kan någon rätta till om jag har missat någonting med min uträkning?

Det här är så svårläst att jag inte lyckas hänga med. Hur många variabler finns det på vardera sidan i "ΔHrxn = qrxn"? Är x en variabel, eller är det ett multiplickationstecken (det är bättre att använda "*" som multipikationstecken, somdu har gjort längre ner)? Använd gärna upphöjda och nedsängkta index, t ex m_soln.

qsoln = 100 g * 4,2 kJ / ( kg * K) * 5,6 = 2352 J

Du behöver använda samma massenehet genomgående - men du verkar ha räknat med 0,100 kg.

Är qcal den värmeenergi som går åt för att värma själva kalorimetern?

ΔH för 1 mol : 1mol / 1L = 0,05 mol

Den här raden är helt obegriplig för mig - enheterna går inte ihop alls. Med tanke på vad du sedan skrivit gissar jag att du har löst upp 0,05 mol av det aktuella ämnet vid experimentet och vill räkna ut entalpiändringen per mol av ämnet.

Min tolkning är att du räknar rätt men att din redovisning kan förbättras.

Svara