Um diese Frage zu beantworten, müssen wir berechnen, wie viel Energie beim Verbrennen von 100 ml Ethanol freigesetzt wird und wie stark diese Energiemenge die Temperatur eines Raumes mit 30 m³ Luftvolumen erhöht. **1. Energiegehalt von Ethanol:** - Dichte von Ethanol: ca. 0,789 g/ml - Masse von 100 ml Ethanol: 100 ml × 0,789 g/ml = 78,9 g - Brennwert von Ethanol: ca. 29,7 kJ/g Energie beim Verbrennen: 78,9 g × 29,7 kJ/g = **2.344 kJ** (gerundet) **2. Luft im Raum:** - Volumen: 30 m³ = 30.000 Liter - Dichte von Luft (bei 20 °C): ca. 1,2 kg/m³ - Masse der Luft: 30 m³ × 1,2 kg/m³ = **36 kg** **3. Spezifische Wärmekapazität von Luft:** - ca. 1,0 kJ/(kg·K) **4. Temperaturerhöhung berechnen:** Formel: ΔT = Energie / (Masse × Wärmekapazität) ΔT = 2.344 kJ / (36 kg × 1,0 kJ/(kg·K)) ΔT = 2.344 / 36 ΔT ≈ **65,1 K** (bzw. °C) **Fazit:** Das vollständige Verbrennen von 100 ml Ethanol würde die Temperatur eines geschlossenen Raumes mit 30 m³ Luft um etwa **65 °C** erhöhen – vorausgesetzt, die gesamte Wärme bleibt im Raum und es gibt keine Verluste (was in der Praxis nicht der Fall ist). **Wichtiger Hinweis:** In der Realität entweicht ein Teil der Wärme, und die Verbrennung von Ethanol setzt auch Wasserdampf und CO₂ frei, was zu Kondensation und Luftfeuchtigkeit führen kann. Außerdem ist das Verbrennen von Ethanol in geschlossenen Räumen gefährlich und sollte nicht durchgeführt werden!