Frage zur fühlbaren Wärme (Lösung nach Temperatur)

Überlegen Sie zunächst, wie viel Energie eine Temperaturänderung von -12,15 auf 0 Grad Celsius verursacht.

$Q = mc\delta T = 150 \times 2.1 \times 12.15 = 3827.25 kJ$

Wir haben jetzt 55.034,175 - 3827 = 51207 Kj übrig.

Jetzt wird Eis in Wasser umgewandelt. Die Energie, die benötigt wird, um Eis in Wasser umzuwandeln, ist gegeben durch:

$Q = mL_f$, Wo$L_f$ist die latente Schmelzwärme von Wasser, die 334 beträgt.

Deshalb,

$Q = 150\times 334 = 50100kJ$

Wir haben also jetzt 51207-50100 = 1107 kJ übrig.

Um zu bestimmen, um wie viel die Temperatur dadurch von 0 ansteigt, verwenden wir die Formel:

$Q = mc\delta T$

Deshalb,

$1107 = 150\times 4.2 \times \delta T$

Deshalb

$\delta T = 1.76$

Daher beträgt die Endtemperatur 1,76 Grad Celsius.