Springen naar inhoud

[Scheikunde] Calorimetrie en enthalpieberekening


  • Log in om te kunnen reageren

#1

globekes

    globekes


  • 0 - 25 berichten
  • 20 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 20 januari 2008 - 16:53

Het gaat om volgend vraagstuk:

1,036 g gasvormig isobutaan (C4H10) wordt volledig verbrand in een bomcalorimeter. Deze calorimeter
bevat 1,20 kg water en heeft een warmtecapaciteit van 763 J/°C. De temperatuur stijgt
tengevolge van de vrijgestelde warmte van 24,88 naar 35,17°C.
Schrijf de thermochemische reactievergelijking voor de volledige verbranding van gasvormig
isobutaan (met vorming van vloeibaar water). Bereken DH° en DE° voor deze reactie
(in kJ/mol C4H10). Bepaal eveneens de standaard molaire vormingsenthalpie van C4H10(g).

specifieke (of soortelijke) warmte van water = 4,186 J/g.°C
standaard molaire vormingsenthalpie van CO2(g) = - 393,50 kJ/mol
standaard molaire vormingsenthalpie van H2O(vl) = - 285,85 kJ/mol

Ik zou zeggen dat de standaard molaire vormingsenthalpie van C4H10(g) ongeveer -126kJ/mol zou moeten zijn, dit is de waarde die je in tabellen terug vindt.

Wat ik al heb:
reactievgl:

2 C4H10(g) + 13 O2(g) ---> 8 CO2(g) + 10 H2O(vl)

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

#2

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 20 januari 2008 - 18:17

Ik zou zeggen dat de standaard molaire vormingsenthalpie van C4H10(g) ongeveer -126kJ/mol zou moeten zijn, dit is de waarde die je in tabellen terug vindt.

Het is natuurlijk de bedoeling dat je standaard molaire vormingsenthalpie terugrekent uit de meetgetallen. Bovendien geldt die -126 kJ/mol voor n-butaan, en niet voor de isobutaan waar dit vraagstuk over gaat.

Je moet dus eerst berekenen hoeveel verbrandingswarmte er vrijkwam, welke opgenomen is door de temperatuurstijging van de bomcalorimeter plus het water.
Hydrogen economy is a Hype.

#3

globekes

    globekes


  • 0 - 25 berichten
  • 20 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 20 januari 2008 - 18:48

Na dit te berekenen vindt ik voor Delta E van deze reactie -59,540 kJ
en voor Delta H dus -68,29kJ
Dit wil zeggen als we dit voor 1 mol bereken: Delta E= -3333,32 kJ/mol en delta H=-3820,4 kJ/mol

Maar hoe kom ik nu aan die standaard vormingsenthalpie van C4H10?

#4

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 20 januari 2008 - 19:27

Hoe kom je aan die -68,29 kJ en die twee getallen daarna?
Hydrogen economy is a Hype.

#5

globekes

    globekes


  • 0 - 25 berichten
  • 20 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 20 januari 2008 - 19:47

Hoe kom je aan die -68,29 kJ en die twee getallen daarna?


Ik heb Delta E berekend voor 1,036g C4H10 wat 0,0178 mol (uit molaire massa C4H10, die 58g/mol is) is dus kan ik het per mol makkelijke berekenen.

Die Dellta H bereken ik als volgt:

Delta E= Delta H-R*T*delta n van de gassen
dus Delta H=Delta E+R*T*delta n van de gassen

met T de gemiddelde temperatuur in kelvin dus: (24,88 + 35,17)/2 + 273= 303,03°K
met Delta n= n na reactie - n voor reactie (enkel vd gassen dus H2O valt er van tussen hier)
dit geeft: delta n= 4-1-6.5=-3.5

zo kom ik dus aan die Delta H voor de reactie en je kan ze dan ook per mol bereken net als die Delta E

Maar hoe je aan die standaard mol vormingsenthalpie komt is mij een raadsel

#6

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 20 januari 2008 - 20:28

Iets juister zou zijn: ΔH = H2 - H1 = ΔE + n2.R.T2 - n1.R.T1 = .......
in plaats van met gemiddelde T te werken.

Na berekenen van ΔH moet je de energiebalans van de reactievergelijking opschrijven met de vormingswarmten Hf die voor alle reactanten behalve isobutaan bekend zijn:

2 C4H10(g) + 13 O2(g) ----------> 8 CO2(g) + 10 H2O(vl)

2 * HfC4H10 + 13 * HfO2 + ΔH = 8 * HfCO2(g) + 10 * HfH2O(vl)

Hieruit is de gevraagde HfC4H10 op te lossen want de rest is bekend.
Hydrogen economy is a Hype.

#7

Ruben01

    Ruben01


  • >1k berichten
  • 2902 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 20 januari 2008 - 20:40

2 C4H10(g) + 13 O2(g) ----------> 8 CO2(g) + 10 H2O(vl)

2 * HfC4H10 + 13 * HfO2 + ΔH = 8 * HfCO2(g) + 10 * HfH2O(vl)

Hieruit is de gevraagde HfC4H10 op te lossen want de rest is bekend.

Dag Fred. Ik ben een medestudent van globekes en had dezelfde vraag.
Met behulp van de bovenstaande vergelijkingen geraak ik niet aan die -161kJ (tabelwaarde).

Als ik het rechterlid optel van de vergelijking dan bekom ik: 6006,5 kJ .
Hf van zuurstofgas is toch 0 ?

Dus als je dan verder gaat rekenen met 6006,5 - ΔH en dat delen door 2 dan kom ik op 1093kJ wanneer ik voor ΔH: 3820 kJ/mol gebruik.

Wat loopt er fout ?
BOINC mee met het WSF-team: <a href="http://www.wetenscha...howtopic=60653" target="_blank">http://www.wetenscha...topic=60653</a>

#8

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 20 januari 2008 - 21:04

Foutje van mij, ΔH is door jullie al per mol isobutaan berekend dus in de energiebalans moet het met 2 vermenigvuldigd worden omdat de vergelijking voor 2 C4H10 is:

2 C4H10(g) + 13 O2(g) --------------> 8 CO2(g) + 10 H2O(vl)

2 * HfC4H10 + 13 * HfO2 + 2 * ΔH = 8 * HfCO2(g) + 10 * HfH2O(vl)

Overigens is de literatuurwaarde van isobutaan -135 kJ/mol.
Hydrogen economy is a Hype.

#9

Fred F.

    Fred F.


  • >1k berichten
  • 4168 berichten
  • Pluimdrager

Geplaatst op 20 januari 2008 - 21:47

Als ik het uitreken is ΔH vrijwel gelijk aan ΔE en dat is -59,54/1,036*58,12 = -3340 kJ/mol (niet -3820).

De term n.R.T is verwaarloosbaar want n is slechts -3,5*0,0178 = 0,062 mol en R = 8,314 J/mol.K = 0,008134 kJ/mol.K dus met T = 303,03 K levert die term niet meer dan -0,16 kJ/mol op.

Niettemin levert dat nog steeds niet de juiste waarde voor de bovenste verbrandingswaarde (die ΔH) van isobutaan op en dus ook niet de juiste waarde voor de vormingswarmte.

Eigenlijk zou ΔH de waarde -2868 kJ/mol moeten zijn.

Er klopt blijkbaar iets niet in de oorspronkelijke opgave. Een typefout wellicht?
Hydrogen economy is a Hype.

#10

globekes

    globekes


  • 0 - 25 berichten
  • 20 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 20 januari 2008 - 22:05

Als ik het uitreken is ΔH vrijwel gelijk aan ΔE en dat is -59,54/1,036*58,12 = -3340 kJ/mol (niet -3820).

De term n.R.T is verwaarloosbaar want n is slechts -3,5*0,0178 = 0,062 mol en R = 8,314 J/mol.K = 0,008134 kJ/mol.K dus met T = 303,03 K levert die term niet meer dan -0,16 kJ/mol op.

Niettemin levert dat nog steeds niet de juiste waarde voor de bovenste verbrandingswaarde (die ΔH) van isobutaan op en dus ook niet de juiste waarde voor de vormingswarmte.

Eigenlijk zou ΔH de waarde -2868 kJ/mol moeten zijn.

Er klopt blijkbaar iets niet in de oorspronkelijke opgave. Een typefout wellicht?


Een typfout is onmogelijk, het is eer rechtstreekse kopie van het examen waar de oefening gevraagd werd
We hebben beiden morgen examen dus als het antwoord niet voor morgen ochtend hierop staat zijn we er niet zo heel veel meer mee. Toch al bedankt voor de uitleg.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures