Har jag räknat rätt?

Jag började med att skriva upp de balanserade reaktionsformlerna:

$\left\{\begin{array}{l}{C}_8{H}_{18}+12.5O_2\to 8C{O}_2+9H_{2}O (∆T=34 K)\\ C_4{H}_{9}OH+6O_2\to 4C{O}_2+5H_{2}O (∆T = 25 K)\end{array}\right.$

Sedan beräknade jag antalet mol oktan respektive butanol som reagerade: $\left\{\begin{array}{l}\frac{5.0 g}{114.2 g/mol}\approx 43.8·{10}^{-3} mol C_8{H}_{18}\\ \frac{5.0 g}{74.12 g/mol}\approx 67.5·{10}^{-3} mol C_4{H}_{9}OH\end{array}\right.$

Efter detta beräknade jag entalpiförändringen för reaktionen med oktan:

$∆H=9(-286 kJ)+8(-394 kJ)-250 kJ=-5476 kJ/mol$

Detta medför att det under reaktionen frigjordes cirka 240 kJ. Då kan jag räkna ut kalorimeterns värmekapacitet:

$C=\frac{∆E}{∆T}=\frac{240 kJ}{34 K}=7.06 kJ/K$

Jag kan skriva upp ett uttryck för entalpiändringen i reaktionen med butanol:

$∆H=5(-286 kJ)+4(-394 kJ)-x=-(3006 kJ+x) /mol$, där $x$ är butanols bildningsentalpi. Sedan räknar jag på energin som frigjordes på mängden som reagerade:

$(-(3006 kJ+x)/mol)·67.5·{10}^{-3} mol = -(202.9 kJ+67·{10}^{-3}x)$

Nu kan jag använda detta för att beräkna x:

$$\begin{gathered} ∆E=c∆T \\ \Rightarrow 202.9 kJ+67.5·{10}^{-3}x=(7.06 kJ/k)·(25 K) \\ x=\frac{(7.06 kJ/k)·(25 K)-202.9 kJ}{67.5·{10}^{-3}}\approx -391 kJ/mol \end{gathered}$$