Mijn vraag is enigszins gerelateerd aan deze vraag . Als ik naar een tabel met standaardwaarden kijk, zijn er twee vermeldingen voor waterstof:
- $ \ ce {H2 (g)} $ – 0 kJ / mol
- $ \ ce {H (g)} $ – 218 kJ / mol
Ik begrijp dat $ \ ce {H2 (g)} $ 0 is omdat het als referentie wordt gebruikt, waarom is monoatomair $ \ ce {H (g)} $ gegeven in de tabel en wat betekent dit? Wanneer zou men het gebruiken bij een berekening van de enthalpie-verandering?
Van wat ik begrijp, bestaat waterstof alleen als een mono-atomisch gas bij zeer hoge temperaturen, de standaardvormingsenthalpie wordt gegeven bij 1 bar, 298,15 K.
Answer
De waarde kan worden gebruikt wanneer atomaire waterstof aanwezig is als (waarschijnlijk tussenliggende) soort. Bijv. neem de reactie
$$ \ ce {2H < = > H2} $$
wat de basisreactie is bij atomair waterstoflassen.
Opmerkingen
- Dit is correct – vaak is de relevante soort een eenzaam proton. Bij de vorming van vaste metaalhydriden heb je bijvoorbeeld H nodig om het metaal binnen te dringen, te diffunderen en ermee te reageren. H $ _ {2} $ heeft net ' gewonnen.
- @JonCuster betekent dat we de $ \ ce {H (g)} $ in de wet van Hess ' s wet als we bijvoorbeeld kijken naar de verbranding van waterstof met zuurstof, aangezien monoatomaire waterstof op een gegeven moment een tussenproduct is in die reactie?
- Je mag je standaardstaat kiezen, maar je moet consistent zijn. Het eindresultaat is hetzelfde, hoe je daar komt is iets anders.