Calcular a entalpia de dissolução em `"kJ / mol"` de `"NaOH"`?

A idéia aqui é que você pode usar o calor absorvido pela solução para encontrar o calor desprendido pela dissolução do sal.

Mais especificamente, você pode assumir que

`DeltaH_"diss" = -q_"solution"`

O sinal de menos é usado aqui porque calor perdido carrega um sinal negativo.

Para encontrar o calor absorvido pela solução, você pode usar a equação

`color(blue)(ul(color(black)(q = m * c * DeltaT)))`

Aqui

• `q` is the heat gained by the water
• `m` is the mass of the water
• `c` is the specific heat of water
• `DeltaT` is the change in temperature, defined as the difference between the final temperature and the initial temperature of the sample

Como o problema sugere, você pode aproximar a massa e a calor específico da solução seja igual ao da amostra de água pura.

A temperatura aumenta em `0.121^@"C"`, então você sabe que

`DeltaT = 0.121^@"C" ->` positive because the final temperature is higher than the initial temperature

Conecte seus valores para encontrar

`q = 125 color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "4.18 J" color(red)(cancel(color(black)("g"^(-1)))) color(red)(cancel(color(black)(""^@"C"^(-1)))) * 0.121 color(red)(cancel(color(black)(""^@"C")))`

`q = "63.22 J"`

Então, você sabe que a solução absorvida `"63.22 J"`, o que implica que a dissolução do sal desabafou `"63.22 J"`. Em outras palavras, você tem

`DeltaH_"diss" = - "63.22 J"`

Converter a massa de hidróxido de sódio em moles usando o composto massa molar

`2.4 * 10^(-4) color(red)(cancel(color(black)("g"))) * "1 mole NaOH"/(39.997color(red)(cancel(color(black)("g")))) = 6.00 * 10^(-6)` `"moles NaOH"`

Você sabe que o entalpia de dissolução quando `6.00 * 10^(-6)` moles hidróxido de sódio são dissolvidos em água, portanto, use essas informações para encontrar a entalpia da dissolução quando `1` toupeira do sal se dissolve

`1 color(red)(cancel(color(black)("mole NaOH"))) * (-"63.22 J")/(6.00 * 10^(-6)color(red)(cancel(color(black)("moles NaOH")))) = -1.054 * 10^7` `"J"`

Por fim, converta isso para quilojoules

`1.054 * 10^7 color(red)(cancel(color(black)("J"))) * "1 kJ"/(10^3color(red)(cancel(color(black)("J")))) = 1.054 * 10^4` `"kJ"`

Portanto, você pode dizer que a entalpia da dissolução, ou entalpia molar de dissolução, para hidróxido de sódio é

`color(darkgreen)(ul(color(black)(DeltaH_"diss" = - 1.1 * 10^4color(white)(.)"kJ mol"^(-1))))`

A resposta é arredondada para dois sig figs, o número de figos que você possui para a massa de hidróxido de sódio.

NOTA O valor aceito para a entalpia de dissolução do hidróxido de sódio em água a `25^@"C"` is

`DeltaH_"diss" = - "44.51 kJ"`

http://sites.chem.colostate.edu/diverdi/all_courses/CRC%20reference%20data/enthalpies%20of%20solution%20of%20electrolytes.pdf

Como você pode ver, isso não é nem um pouco parecido com o que obtivemos, portanto, verifique novamente os valores dados a você pelo problema.