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Química

Colégio Objetivo

4. Quando uma amostra de 3,88g de nitrato de amônio sólido se dissolve em 60,0g de água em um calorímetro de copo de isopor, a temperatura cai de 23,0 para 18,4°C. Calcule o ΔH (em kJ/mol de NH4NO3) para o processo de dissolução: NH4NO3(s)→NH4+¿(aq)+NO3−¿(aq)¿ ¿ Suponha que o calor específico da solução seja o mesmo da água pura.
ΔH (em kJ/mol de NH4NO3) para o processo de dissolução

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Transformações Químicas - Lista - termoquímica

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Para calcular o ΔH (entalpia) da dissolução do nitrato de amônio, podemos utilizar a equação: ΔH = q / n Onde q é a quantidade de calor liberada ou absorvida durante o processo de dissolução, e n é o número de mols de nitrato de amônio que foram dissolvidos. Primeiro, precisamos calcular a quantidade de calor liberada durante a dissolução. Podemos fazer isso utilizando a equação: q = m * c * ΔT Onde m é a massa da solução (água + nitrato de amônio), c é o calor específico da solução (que, segundo o enunciado, é o mesmo da água pura) e ΔT é a variação de temperatura. Substituindo os valores, temos: q = (60,0 + 3,88) * 4,18 * (18,4 - 23,0) q = - 1.222,8 J A quantidade de calor é negativa porque houve uma diminuição de temperatura durante o processo de dissolução. Agora, precisamos calcular o número de mols de nitrato de amônio que foram dissolvidos. Para isso, podemos utilizar a massa molar do composto: MM(NH4NO3) = 80 g/mol n = m / MM n = 3,88 / 80 n = 0,0485 mol Substituindo os valores na equação inicial, temos: ΔH = -1.222,8 / 0,0485 ΔH = -25.200 J/mol Convertendo para kJ/mol, temos: ΔH = -25,2 kJ/mol Portanto, o ΔH da dissolução do nitrato de amônio é de -25,2 kJ/mol.

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