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a calorimetría a volumen constante]
En condiciones de volumen constante, el calor de combustión
de la sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁) es 16,49 kJ/g. Se quema una muestra de 3,00 g de
sacarosa en un calorímetro de bomba. La temperatura del calorímetro aumenta de
21,94 °C a 24,62 °C.
(a) ¿Cuál es la
capacidad calorífica total del calorímetro?
(b) Si el tamaño de la muestra de sacarosa hubiera
sido exactamente el doble, ¿cuál habría sido el cambio de temperatura del calorímetro?
Etapa analítica
Usaremos el teorema Calorimetría
de volumen constante, pero es posible que pueda simplificarse o
alterarse, por lo que debemos balancear la ecuación química.
C12H22O11 (l)+ 12 O2(g)→
12 CO2(g) + 11 H2O(l)
El número estequiométrico del combustible es (1) por lo que
la entalpia de la reacción estándar es igual a la de descomposición o síntesis.
La suma de los vectores número estequiométrico es 0, ya que
se sintetizan 12 moléculas de gas pero se descomponen las mismas, por lo que el
efecto del gas neto es cero. Por ende, el teorema Calorimetría
de volumen constante, se simplifica y permite despejar la capacidad
calorífica.
Pero el enunciado está dado la entalpia gramar, no la molar.
Para la segunda pregunta, si se duplica la masa con todo lo
demás constante, lo que debe aumentar al doble es la diferencia de
temperaturas.
Etapa numérica por teoremas
La capacidad calorífica. La entalpía de combustión es
negativa por definición de combustión “siempre liberan calor”.
Etapa numérica por factor de conversión
La capacidad calorífica. La entalpía de combustión es
negativa por definición de combustión “siempre liberan calor”.
Referencias
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2022). Chemistry: The central science (15th ed.). Pearson.
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