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Alt 15.10.2010, 23:13   #6   Druckbare Version zeigen
shipwater Männlich
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AW: Praktikum - Neutralisationsenthalpie

Ok dann würde ich jetzt rechnen {Q=(4,2\frac{J}{g \cdot K} \cdot 100g +53\frac{J}{K})\cdot 6,6K=3121,8J=3,1218kJ}
Diese Energie ist also nötig, um Wasser und Kalorimeter dementsprechend zu erhöhen. Wegen {1\frac{mol}{l}=\frac{0,05mol}{0,05l}} muss das Ergebnis noch mit 20 multipliziert werden, damit man die Neutralisationsenthalpie für die Bildung von {1mol} Wasser erhält. Somit erhält man {\Delta_rH^0=-62,436kJ}
Ist die Rechnung so richtig? Liegt auch gar nicht so weit weg vom errechneten Wert.

Gruß Shipwater
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