Springen naar inhoud

thermodynamica



  • Log in om te kunnen reageren

#1

angel1995

    angel1995


  • >250 berichten
  • 405 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 11 december 2013 - 22:02

Ik moet ΔH voor deze reactie berekenen.

NaOH (vast) -> Na+ + OH-

We hadden een erlenmeyer van 106,83 g, we hebben daarin 200 ml water gedaan, de temperatuur gemeten die was 17°C. Daarna hebben we 2,00 g NaOH erin gedaan en opnieuw de eindtemperatuur gemeten die was 18,9°C.

Ik weet dat ΔH gelijk is aan Q en Q = m.c.ΔT

Q van het systeem = 106,83 g . 0,84 J/g°C . 70°C
= 6281,604 J

Q van de oplossing = (200 g + 2,00 g) . 4,19J/g°C . 70°C
= 59246,6 J

en als je beide Q's optelt krijg je 65528,204 J

Maar klopt de manier waarop ik dit doe?

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Jan van de Velde

    Jan van de Velde


  • >5k berichten
  • 44894 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 11 december 2013 - 23:01

de manier wel, maar je ΔT is way out :shock:.
ΔT=Teind - Tbegin = 18,9 - 17 = 1,9°C

ook denk ik dat je op het eind je ΔH zal moeten uitdrukken in energie per gram of per mol reagerende stof?
ALS WIJ JE GEHOLPEN HEBBEN....
help ons dan eiwitten vouwen, en help mee ziekten als kanker en zo te bestrijden in de vrije tijd van je chip...
http://www.wetenscha...showtopic=59270

#3

angel1995

    angel1995


  • >250 berichten
  • 405 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 11:23

ja dat klopt inderdaad niet, zat met mijn gedachten nog bij een ander thermodynamica vraagstuk sorry. Over de eenheid is dat dan gewoon J/mol? Maar bij van de Q's kan je toch alle eenheden schrappen behalve de J? Of zijn dit de Q's voor de totale oplossing en moet ik dan bereken hoeveel mol je hebt van het NaOH en het water samen en dan de Q bereken voor 1 mol? Maar voor het glas van de erlenmeyer lukt dat toch niet?

#4

Microkuub

    Microkuub


  • >25 berichten
  • 59 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 13:49

Warmtecapaciteit Q wordt eigenlijk altijd uitgedrukt in J/kg/K, ofwel de hoeveelheid energie (J) die nodig is om 1 kilogram van iets 1 graad in temperatuur te laten stijgen.

Bij het berekenen van de ΔH moet je dus de verandering in warmte van het systeem bepalen. Dit heb je gedaan d.m.v. het temperatuurverschil te meten van het water tijdens je reactie.
Je hebt de volgende gegevens;
- hoeveelheid water (1 ml ≈ 1 gram)
- soortelijke warmte water
- temperatuurverschil

Dan kan je dus uitrekenen hoeveel energie het gekost heeft om jouw hoeveelheid water in temperatuur te laten stijgen. (= x J / x water) In principe heb je dit al berekend met de massa van water en NaOH samen, alleen de verkeerde ΔH. edit: en de massa van NaOH mag je ook nog weglaten

En dan is de belangrijkste vraag voor jou; waar komt deze energie vandaan? Wat is dan de ΔH van jouw reactie?

in principe hoef je de massa/soortelijke warmte van de erlenmeyer niet mee te nemen, behalve als je deze ook nog apart in temperatuur meet, en daarna gelijk rekening moet houden met warmte-overdracht efficiëntie, en evt. verlies van warmte aan de buitenlucht... veel te lastig, en volgens mij nooit nodig.

Veranderd door Microkuub, 12 december 2013 - 13:52


#5

angel1995

    angel1995


  • >250 berichten
  • 405 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 13:57

Ik snap niet wat je bedoelt met (= x J/ x water)? en waarom mag ik de massa van NaOH weglaten?
De ΔH in deze reactie is de warmte die nodig is om NaOH te laten dissociëren. Ik denk dat ik wel iets moet doen met de massa van de erlenmeyer want er staat dat ik ΔH moet berekenen door gebruik te maken van de temperatuursverandering, de gekende massa van de calorimeter en de vloeistoffen en de soortgelijke warmtecapaciteiten.

#6

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 12 december 2013 - 14:09

@microkuub: Q staat in de opgave en in de gebruikte vergelijkingen, en ook wel vaker overigens, voor warmte, niet voor warmtecapaciteit. Die wordt in de opgave aangeduid met c

De manier van werken was al juist, in bericht #1 stond al ΔH = Q

@angel1995: Als er staat dat je gebruik moet maken van de massa en soortelijke warmtecapaciteit van de calorimeter, dan moet je dat inderdaad doen ;)
Als je de temperatuur(sverandering) daarvan niet apart hebt gemeten, moet je ervan uitgaan dat die gelijk is aan die van het water.

Belangrijk is dat je inziet dat je het volgende moet doen:

1. Met temperatuursverandering, soortelijke warmtecapaciteit en massa bereken je een hoeveelheid warmte
2. Die warmte is gelijk of stel je gelijk aan de enthalpieverandering van de reactie (in feite: toepassen van de wet van behoud van energie).
3. Deze enthalpieverandering hoort bij de reactie die optrad. Je kunt die omrekenen naar een reactie-enthalpie in J/mol als je weet hoeveel mol stof er bij jouw reactie betrokken was.

Stap 3 (met mol NaOH en zo) is dus de laatste stap. Eerst moet je goed uitrekenen hoe groot Q is.

Veranderd door Marko, 12 december 2013 - 14:09

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#7

Microkuub

    Microkuub


  • >25 berichten
  • 59 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 14:13

Ik snap niet wat je bedoelt met (= x J/ x water)?

x staat voor de berekende/afgewogen hoeveelheid

en waarom mag ik de massa van NaOH weglaten?

Je berekent de hoeveelheid energie die vrijkomt bij het oplossen van 2 gram NaOH in 200 gram water, de hoeveelheid water blijft hetzelfde, je hebt niet ineens 202 gram water.

Ik denk dat ik wel iets moet doen met de massa van de erlenmeyer want er staat dat ik ΔH moet berekenen door gebruik te maken van de temperatuursverandering, de gekende massa van de calorimeter en de vloeistoffen en de soortgelijke warmtecapaciteiten.

Het lijkt mij sterk dat je ook de erlenmeyer mee moet nemen, maar als het er staat moet je de opdracht volgen, als je in de berekeningen maar laat zien wat je doet :)

Maar bij van de Q's kan je toch alle eenheden schrappen behalve de J?

kan inderdaad als je zegt dat de ΔH van het oplossen van 2 gram NaOH in 200 gram water gelijk is aan + x Joule.

Veranderd door Microkuub, 12 december 2013 - 14:17


#8

angel1995

    angel1995


  • >250 berichten
  • 405 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 14:50

@microkuub: Q staat in de opgave en in de gebruikte vergelijkingen, en ook wel vaker overigens, voor warmte, niet voor warmtecapaciteit. Die wordt in de opgave aangeduid met c

De manier van werken was al juist, in bericht #1 stond al ΔH = Q

@angel1995: Als er staat dat je gebruik moet maken van de massa en soortelijke warmtecapaciteit van de calorimeter, dan moet je dat inderdaad doen ;)
Als je de temperatuur(sverandering) daarvan niet apart hebt gemeten, moet je ervan uitgaan dat die gelijk is aan die van het water.

Belangrijk is dat je inziet dat je het volgende moet doen:

1. Met temperatuursverandering, soortelijke warmtecapaciteit en massa bereken je een hoeveelheid warmte
2. Die warmte is gelijk of stel je gelijk aan de enthalpieverandering van de reactie (in feite: toepassen van de wet van behoud van energie).
3. Deze enthalpieverandering hoort bij de reactie die optrad. Je kunt die omrekenen naar een reactie-enthalpie in J/mol als je weet hoeveel mol stof er bij jouw reactie betrokken was.

Stap 3 (met mol NaOH en zo) is dus de laatste stap. Eerst moet je goed uitrekenen hoe groot Q is.

Ik heb de Q's opnieuw uitgerekend en Q van het systeem is 170,50 J en de Q van de oplossing is 1608,12 J. Het aantal mol NaOH is 0,05. De enthalpieverandering is dan Q van het systeem + Q van de oplossing = 1778,62 J. De reactie-enthalpie is dan 20*de enthalpieverandering want 1mol/0,05 mol is 20? Of klopt dit niet? Of moet ik enkel de Q van de oplossing x 20 doen? Maar ik denk dat bij mij enkel de enthalpieverandering wordt gevraagd en niet de reactie-enthalpie.

x staat voor de berekende/afgewogen hoeveelheid


Je berekent de hoeveelheid energie die vrijkomt bij het oplossen van 2 gram NaOH in 200 gram water, de hoeveelheid water blijft hetzelfde, je hebt niet ineens 202 gram water.


Het lijkt mij sterk dat je ook de erlenmeyer mee moet nemen, maar als het er staat moet je de opdracht volgen, als je in de berekeningen maar laat zien wat je doet :)


kan inderdaad als je zegt dat de ΔH van het oplossen van 2 gram NaOH in 200 gram water gelijk is aan + x Joule.

Maar NaOH behoort toch ook tot de oplossing waaruit de energie vrijkomt en de massa van de oplossing wordt dan toch bepaalt door het NaOH en het water?

Veranderd door angel1995, 12 december 2013 - 14:51


#9

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 12 december 2013 - 15:30

Ik heb de Q's opnieuw uitgerekend en Q van het systeem is 170,50 J en de Q van de oplossing is 1608,12 J. Het aantal mol NaOH is 0,05. De enthalpieverandering is dan Q van het systeem + Q van de oplossing = 1778,62 J. De reactie-enthalpie is dan 20*de enthalpieverandering want 1mol/0,05 mol is 20? Of klopt dit niet? Of moet ik enkel de Q van de oplossing x 20 doen? Maar ik denk dat bij mij enkel de enthalpieverandering wordt gevraagd en niet de reactie-enthalpie.


Zoals Jan al aangaf gebeurt het meestal per mol. De waarde die je hebt gevonden is immers "maar een getal" dat enkel en alleen geldig was voor de proef die jij toevallig op dat moment uitvoerde. Door het om te rekenen in een getal per mol stof, krijg je een antwoord dat algemeen geldig en bruikbaar is.

Maar NaOH behoort toch ook tot de oplossing waaruit de energie vrijkomt en de massa van de oplossing wordt dan toch bepaalt door het NaOH en het water?


Daar heb je helemaal gelijk in, maar kijk even naar de hoeveelheid/massa NaOH die aanwezig is, en verelijk die met de massa H2O. Zou het voor je uitkomst erg veel uitmaken als je de massa NaOH wel of niet meerekent?

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#10

Microkuub

    Microkuub


  • >25 berichten
  • 59 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 15:43

Ik heb de Q's opnieuw uitgerekend en Q van het systeem is 170,50 J en de Q van de oplossing is 1608,12 J. Het aantal mol NaOH is 0,05. De enthalpieverandering is dan Q van het systeem + Q van de oplossing = 1778,62 J. De reactie-enthalpie is dan 20*de enthalpieverandering want 1mol/0,05 mol is 20? Of klopt dit niet? Of moet ik enkel de Q van de oplossing x 20 doen? Maar ik denk dat bij mij enkel de enthalpieverandering wordt gevraagd en niet de reactie-enthalpie.

klopt als een bus! voor de reactie-enthalpie moet je inderdaad de Q van het gehele systeem pakken en niet alleen van de oplossing, dus 1778,62 / 20 (of 1778.62 * 0.05) is dan de reactie-enthalpie van het oplossen van 1 mol NaOH in water. Dit kun je dan gelijk controleren met literatuurwaarden!

Maar NaOH behoort toch ook tot de oplossing waaruit de energie vrijkomt en de massa van de oplossing wordt dan toch bepaalt door het NaOH en het water?


De dissociatie van NaOH geeft warmte af die wordt opgenomen door het systeem, niet ook nog inclusief het NaOH, het neemt in principe zijn eigen warmte niet op.
dus Qoplossen NaOH = -Qcalorimeter de Q van de calorimeter heb je als berekent/gemeten, namelijk +1778,62 J. Dus Qoplossen NaOH = -1778,62 J. Wat betekend dat er bij het oplossen van 2 gram NaOH 1778,62 J vrij komt aan energie dat het systeem opneemt, wat resulteert in stijging van temperatuur.

Het dissociëren (oplossen) van NaOH is dus de energie die vrij komt van de binding in NaOH zelf, de losse ionen die je daarna krijgt kunnen die energie dus niet ook nog eens opnemen.
Dus als je de berekende waarden nog even corrigeert (de 2 gram NaOH eruit halen) moet je tot de goede antwoorden zijn gekomen.

#11

angel1995

    angel1995


  • >250 berichten
  • 405 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 16:02

klopt als een bus! voor de reactie-enthalpie moet je inderdaad de Q van het gehele systeem pakken en niet alleen van de oplossing, dus 1778,62 / 20 (of 1778.62 * 0.05) is dan de reactie-enthalpie van het oplossen van 1 mol NaOH in water. Dit kun je dan gelijk controleren met literatuurwaarden!



De dissociatie van NaOH geeft warmte af die wordt opgenomen door het systeem, niet ook nog inclusief het NaOH, het neemt in principe zijn eigen warmte niet op.
dus Qoplossen NaOH = -Qcalorimeter de Q van de calorimeter heb je als berekent/gemeten, namelijk +1778,62 J. Dus Qoplossen NaOH = -1778,62 J. Wat betekend dat er bij het oplossen van 2 gram NaOH 1778,62 J vrij komt aan energie dat het systeem opneemt, wat resulteert in stijging van temperatuur.

Het dissociëren (oplossen) van NaOH is dus de energie die vrij komt van de binding in NaOH zelf, de losse ionen die je daarna krijgt kunnen die energie dus niet ook nog eens opnemen.
Dus als je de berekende waarden nog even corrigeert (de 2 gram NaOH eruit halen) moet je tot de goede antwoorden zijn gekomen.

Is het geen 1778,62 x 20 ?. Want bij 0,05 mol komt er 1778,52 J vrij. Dus dan moet er bij 1 mol toch 20 keer zoveel vrijkomen? De uitleg over het NaOH snap ik behalve dat Qoplossen NaOH = -Qcalorimeter dit snap ik niet. Of mag je stellen dat de warmte die vrijkomt door de dissociatie van NaOH wordt afgegeven aan de omgeving (=calorimeter) en dat ze daardoor gelijk zijn maar tegengesteld?

#12

Microkuub

    Microkuub


  • >25 berichten
  • 59 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 16:47

Is het geen 1778,62 x 20 ?. Want bij 0,05 mol komt er 1778,52 J vrij.Dus dan moet er bij 1 mol toch 20 keer zoveel vrijkomen?

Ja ik typte het inderdaad verkeerd om :oops:

De uitleg over het NaOH snap ik behalve dat Qoplossen NaOH = -Qcalorimeter dit snap ik niet. Of mag je stellen dat de warmte die vrijkomt door de dissociatie van NaOH wordt afgegeven aan de omgeving (=calorimeter) en dat ze daardoor gelijk zijn maar tegengesteld?


Qoplossen NaOH = -Qcalorimeter slaat dus op hoeveel energie er vrij komt of dat het opneemt. (als het vrijkomt is het exotherm en neem de omgeving (=calorimeter) het op, als het opneemt is het endotherm en neemt het energie op uit de omgeving, wat resultaat in een daling van temperatuur.
de '-Qcalorimeter' slaat op je berekende waarden, dus eigenlijk staat er -+1778.62, maar dat wordt dus - 1778.62. Stel het proces was endotherm geweest, dan was je berekende Q -x, dan staat er bij de term '-Qcalorimeter' dus --x wat + x wordt.
aan die - of + kan je herkennen of een proces endotherm of exotherm is.

maar dit is misschien voor nu een beetje overbodige info, aangezien je berekeningen van Q e.d. goed zijn. Vergeet niet alsnog even de 2 gram NaOH uit je berekening weg te halen :)

edit;

De uitleg over het NaOH snap ik behalve dat Qoplossen NaOH = -Qcalorimeter dit snap ik niet. Of mag je stellen dat de warmte die vrijkomt door de dissociatie van NaOH wordt afgegeven aan de omgeving (=calorimeter) en dat ze daardoor gelijk zijn maar tegengesteld?

sorry, ik zit te moeilijk te praten. ze zijn inderdaad altijd gelijk maar tegengesteld. immers de warmte die vrij komt bij het één moet worden opgenomen door de ander, en andersom. De + of - geeft daarbij aan of het endotherm of exotherm is

Veranderd door Microkuub, 12 december 2013 - 17:01


#13

angel1995

    angel1995


  • >250 berichten
  • 405 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 december 2013 - 17:08

ok enorm bedankt allemaal vooral Microkuub, ik denk dat ik het nu snap. Ik vind thermodynamica nogal een abstract onderwerp, vandaar mijn vele vragen.

#14

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 12 december 2013 - 20:24

De dissociatie van NaOH geeft warmte af die wordt opgenomen door het systeem, niet ook nog inclusief het NaOH, het neemt in principe zijn eigen warmte niet op.

Het dissociëren (oplossen) van NaOH is dus de energie die vrij komt van de binding in NaOH zelf, de losse ionen die je daarna krijgt kunnen die energie dus niet ook nog eens opnemen.


Die kunnen dat wel, en die doen dat ook. De energie die vrijkomt bij de reactie wordt immers verdeeld over "de omgeving", en dat zijn alle aanwezige deeltjes, inclusief Na+ en OH- ionen.

Dat die ionen ook betrokken waren bij de reactie verandert daar niets aan. Gelukkig maar, anders zou je op het eind een oplossing overhouden waarin de ionen een andere temperatuur hebben dan het water.

De reden dat je je er hier niet druk om hoeft maken is omdat er in verhouding gewoon weinig NaOH is. De bijdrage daarvan, zowel voor als na oplossen, aan de warmtecapaciteit van de oplossing is gering. Je kunt de soortelijke warmtecapaciteit dus gelijkstellen aan die van zuiver water. De fout die je hiermee maakt is een stuk kleiner dan de foutmarge op de meting zelf.

De energie die vrijkomt komt overigens ook niet uit de binding in NaOH. Het verbreken van die bindingen kost energie. Die energie wordt echter teruggewonnen doordat de hydratie van de vrijgekomen ionen, met name die van OH-, energie oplevert. Netto is de reactie-enthalpie negatief en is het oplossen van NaOH exotherm.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum







Also tagged with one or more of these keywords: scheikunde

0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures