Bonjour à tous,
Je bloque sur cet exercice:
On dissout 160 g de nitrate d'ammonium (NH4NO3) dans 720 mL d'eau à 20 °C
Donnée:
Capacité calorifique molaire de l'eau: Cp(H2O(liquide))=75 J.mol-1.K-1
Masse molaire (g.mol-1): H=1; O=16; N=14
Masse volumique de l'eau: rho(H2O(liquide,20 °C))=1 kg.L-1
Enthalpie de dissolution de NH4NO3: delta H(dissolution)=27 kJ.mol-1
En considérant que le système ( eau + nitrate d'ammonium) n'échange pas de chaleur avec l'extérieur, préciser si les proportions suivantes sont vraies ou fausses.
a. L'eau se refroidit et la température finale est 2 °C
b. L'eau se réchauffe et la température finale est 11 °C
c. L'eau se réchauffe et la température finale est 38 °C
d. L'eau reste à 20 °C
Je sais que comme le système n'échange pas de chaleur avec l'extérieur, on note Q1 + Q2 = 0
Par contre je comprend pas pourquoi le professeur énonce Q1 de cette façon
Q1= n(eau) * Cp(eau) * delta T (pourquoi il y a La quantité de matière de l'eau dans cette formule ???)
Et Q2 de cette façon
Q2= n(NH4NO3) * delta H(dissolution) (pourquoi il y a la quantité de matière du nitrate d'ammonium ???)
Car à la base dans mon cour je n'est que Qp=delta H=Cp * delta T
Et ici il n'y a pas de quantité de matière
En plus même en appliquant les valeurs numérique je ne retrouve pas le bon résultat c'est-à-dire la réponse b.
Merci d'avance pour vos réponse !!!
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