Beräkning av hydrering i kalorimeter

sund20 skrev:

Behöver lite hjälp med följande fråga: 

"En kemist försöker mäta entalpiändringen för följande hydreringsreaktion

Na₂CO₃(s)→Na₂CO₃ ∙10H₂O(s) 

Kalibrering av en kalorimeter ger att 357,9 J höjer temperaturen 1,00 K. När 2,500 g Na₂CO₃(s) löstes i 100,00 cm³ vatten steg temperaturen 1,550 K. När 3,500 g Na₂CO₃ ∙10 H₂O(s) löstes i 100,00 cm³ vatten sjönk temperaturen 2,310 K. Beräkna entalpiändringen då Na₂CO₃(s) hydreras till Na₂CO₃ ∙10 H₂O(s)."

Jag gjorde såhär: 

Na₂CO₃: n=m/M=2,5 g/105,986 gmol^-1= 0,0235880211 mol

Na₂CO₃ ∙10 H₂O: n=m/M=3,5 g/286,186 g mol^-1= 0,00122298086 mol 

Sen beräknade jag då värmeförändringen för respektive reaktion, och då antog jag att 357,9 J/K är kalibreringsfaktorn, vilket väl är typ vattnet i kalorimeterns värmekapacitet

Där har vi det första felet. Kalorimeterns värmekapacitet och vattnets specifika värmekapacitet är två olika saker. Dt går åt 357,9 J för att höja temperaturen på själva kalorimetern 1 K. Det går åt 4,184 J för att höja temperaturen för 1 gram vatten 1 K. Den energi som frigörs när ett ämne löses i vatten går åt för att höja temperaturen hos dels vattnet, dels själva kalorimetern.

Detta gör att alla dina beräknaingar blir fel efter detta.

och då fick jag: 

Na₂CO₃: q_H2O = 357,9 J/K * 1,550 K = 554,745 J 

q_NaCO3=-q_H2O= -554,745 J

Per mol: 

q= ΔH = -554,745 J/0,0235880211 mol = -23518,08139 J/mol       

Na₂CO₃ ∙10 H₂O: q_H2O = 357,9 J/K * (-2,310 K) = -826,749 J

Per mol: 

q_{Na2CO3 * 10 H2O} = -q_H2O = 826,749 J

q = ΔH = 826,749 J/0,00122298086 mol = 67601,13973 kJ/mol 

Här efter vet jag inte riktigt hur man ska göra. Frågan är ju vad entalpiändringen är då Na₂CO₃(s) hydreras till Na₂CO₃ ∙10 H₂O(s). Varför är inte den första ΔH svaret på det? Den är ju när 1 mol Na₂CO₃ löses i vatten? Vad är den entalpiförändringen för, om inte hydrering? 

Nej, det är entalpiändringen för att lösa upp vattenfritt natriumkarbonat i vatten. Du har även gjort mätningar för att kunna beräkna entalpiändringen för att lösa upp natriumkarbonat-hexahydrat i vatten.

Vi kan formulera det som att du har tagit fram entalpiändringen för reaktionerna A => B och C => B, men det du vill ta reda på är entalpiändringen för reaktionen A => C. Metoden är att kombinera A => B och B => C så att "nettoreaktionen" blir A => C.

Istället antar jag att man ska beräkna summan på något sätt:

Δ_rH = Σv_iΔH(produkter)  - ΣviΔH(reaktanter)

Men svaret ska vara -91,1 kJ, och det får man bara om man tar -23518,08139 J/mol - 67601,13973 kJ/mol. Men är inte -2351... J/mol ΔH för reaktanten? Om det inte är det, varför? 

Om det är ΔH för reaktanten, så har jag ju gjort något annat fel med tecknen, men det borde väl bli dessa tecken eftersom q för systemet borde vara motsatt q för vattnet, och det är väl q för vatten man beräknar i en kalorimeter? 

Så sammanfattningsvis: 

1. Varför är inte entalpin för Na₂CO₃ som löses i vattnet svaret på frågan? 

2. Är det korrekt att man ska göra sådär med den "summaformeln"? 

3. Vilken är reaktant och vilken är produkt alternativt var har jag gjort så att de får fel tecken? 

Har jag svarat på dina frågor?