Termokemi

De verkar alltså som att facit struntar i saltet och bara använder vattnets värmekapacitet. Man kan i princip göra så om saltets värmekapacitet är mycket liten i förhållande till vattnets, vilket den nog är.

Jag får hänvisa till en kemist för vidare diskussion om detta. 

Det står i uppgiften att det är temperaturen hos vattnet som stiger från 18 till 39,4. Det bör kunna anses höra till allmänbildningen att veta att vatten är ett ämne som det behövs ovanligt mycket energi för att värma (det är t ex därför som våra hav gör att temperaturvariationerna blir mycket mindre mellan natt och dag på jorden är på månen). Man räknar bara med vattnets massa, eftersom man anser att den lilla energin som behövs för att värma själva saltet kan försummas (men jag tycker man borde ha nämnt det!).

Du har alltså beräknat E, som är den energi som frigörs när 6,0 g kalciumklorid löses upp i vatten. Värdet $\Delta H$ är den energi som frigörs när 1 mol kalciumklorid löses upp i vatten. När du beräknar detta behöver du inte alls räkna med lösningens massa, det du vill beräkna är att om det frigörs E joule, om man löser upp $\frac{6,0 g}{M_{CaCl_2}}$ mol kalciumklorid i vatten, hur många joule frigörs det då om man löser upp 1 mol kalciumklorid i vatten?

Smaragdalena skrev :

Det står i uppgiften att det är temperaturen hos vattnet som stiger från 18 till 39,4. Det bör kunna anses höra till allmänbildningen att veta att vatten är ett ämne som det behövs ovanligt mycket energi för att värma (det är t ex därför som våra hav gör att temperaturvariationerna blir mycket mindre mellan natt och dag på jorden är på månen). Man räknar bara med vattnets massa, eftersom man anser att den lilla energin som behövs för att värma själva saltet kan försummas (men jag tycker man borde ha nämnt det!).

Du har alltså beräknat E, som är den energi som frigörs när 6,0 g kalciumklorid löses upp i vatten. Värdet $\Delta H$ är den energi som frigörs när 1 mol kalciumklorid löses upp i vatten. När du beräknar detta behöver du inte alls räkna med lösningens massa, det du vill beräkna är att om det frigörs E joule, om man löser upp $\frac{6,0 g}{M_{CaCl_2}}$ mol kalciumklorid i vatten, hur många joule frigörs det då om man löser upp 1 mol kalciumklorid i vatten?

Jaha, så att man räknar ut hur mycket energi som krävs för att värma vattnet från 18 - 39,4 grader, sen för att få ut entalpiskillnaden dividerar man energin som krävs för att värma vattnet med substansmängden CaCl2 ? Fortfarande lite luddigt men det var en bra förklaring, tack!

Jag skulle vilja hävda att det helt enkelt är en dålig uppgift. Det är inte alls självklart att saltlösningen har samma värmekapacitet som vatten. Den borde snarare vara betydligt lägre, eftersom jonerna kommer att attrahera vattenmolekyler som då inte blir lika lättrörliga. Om man tillför samma mängd energi så kommer alltså de vattenmolekyler som väl är löst bundna att få större rörelse, vilket ger en högre temperatur som i sin tur ger en lägre värmakapacitet.

Kan du gå igenom lite enlare

abc123 skrev:

Kan du gå igenom lite enlare

Det är lättare om du skapar en ny tråd och beskriver själv hur långt du har kommit med uppgiften och vad du behöver hjälp med.

Smaragdalena skrev:

Det står i uppgiften att det är temperaturen hos vattnet som stiger från 18 till 39,4. Det bör kunna anses höra till allmänbildningen att veta att vatten är ett ämne som det behövs ovanligt mycket energi för att värma (det är t ex därför som våra hav gör att temperaturvariationerna blir mycket mindre mellan natt och dag på jorden är på månen). Man räknar bara med vattnets massa, eftersom man anser att den lilla energin som behövs för att värma själva saltet kan försummas (men jag tycker man borde ha nämnt det!).

Du har alltså beräknat E, som är den energi som frigörs när 6,0 g kalciumklorid löses upp i vatten. Värdet $\Delta H$ är den energi som frigörs när 1 mol kalciumklorid löses upp i vatten. När du beräknar detta behöver du inte alls räkna med lösningens massa, det du vill beräkna är att om det frigörs E joule, om man löser upp $\frac{6,0 g}{M_{CaCl_2}}$ mol kalciumklorid i vatten, hur många joule frigörs det då om man löser upp 1 mol kalciumklorid i vatten?

Hej om man beräknar n(CaCl2) = 6.0g/M(CaCl2) = 0.05mol, och E = 4.18 x 0.05kg x 21.4K = 4.47kJ, H = E/n(CaCl2) = 4.47kJ/0.05 = -89kJ/Mol

Men på facit står det att svaret skall vara -92.7kJ/Mol, den där lilla mängden energin som krävs måste väl behövas räkna in ändå eftersom det verkar som att det krävs 92.7kJ-89kJ för att förbränna saltet. Men hur beräknar den energi som krävs att förbränna saltet + vattnet samtidigt? Hur får jag 92.7kJ istället för 89kJ?

Jag håller inte med Smaragdalena om att man borde försumma saltets massa. Det är rimligare att anta att man har 50+6=56 gram saltvatten med samma specifika värmekapacitet som rent vatten. I så fall krävs 5009 J för att värma vattnet, vilket är den mängd energi som måste ha avgetts vid upplösning av 0,054 mol kalciumklorid. Med andra ord blir dess lösningsentalpi -5009/0,054=-92700 J/mol dvs -92,7 kJ/mol.