Spørsmålet mitt er noe relatert til dette spørsmålet . Når jeg ser på en tabell med standardverdier, er det to oppføringer for hydrogen:
- $ \ ce {H2 (g)} $ – 0 kJ / mol
- $ \ ce {H (g)} $ – 218 kJ / mol
Jeg forstår at $ \ ce {H2 (g)} $ er 0 fordi den brukes som referanse, hvorfor er monatomisk $ \ ce {H (g)} $ gitt i tabellen og hva betyr det? Når vil man bruke det i en beregning av entalpiendring?
Fra det jeg forstår Hydrogen eksisterer bare som en monatomisk gass ved veldig høye temperaturer, er Standard entalpier av dannelse gitt ved 1 bar, 298,15 K.
Svar
Verdien kan brukes når atomisk hydrogen er til stede som en (sannsynligvis mellomliggende) art. F.eks. ta reaksjonen
$$ \ ce {2H < = > H2} $$
som er den grunnleggende reaksjonen i atomisk hydrogensveising.
Kommentarer
- Dette er riktig – ofte er den aktuelle arten en ensom proton. For eksempel, i dannelsen av faste metallhydrider trenger du H for å komme inn, diffundere og reagere med metallet. H $ _ {2} $ vant nettopp ' t gjør det.
- @JonCuster betyr det at vi bruker $ \ ce {H (g)} $ i Hess ' s lov når vi for eksempel ser på forbrenning av hydrogen med oksygen, siden monatomisk hydrogen på et tidspunkt er et mellomstoff i den reaksjonen?
- Vel, du får velge standardtilstand, men du må være konsekvent. Sluttresultatet er det samme, hvordan du kommer dit er litt annerledes.