Wie können wir DeltaH_f ^ @ bei 298K in DeltaH_f ^ @ bei verschiedenen Temperaturen umrechnen? Erklären Sie auch, wie Sie die Bindungsenergie bei 298 K umwandeln, um die Bindungsenergie bei verschiedenen Temperaturen zu binden - Chemie - 2020

Anonim

Sie müssten das Produkt bei dem gleichen Druck von der Standardtemperatur auf eine nicht dem Standard entsprechende Temperatur erwärmen und diese Heizenthalpie hinzufügen.

Wie auch immer, ich nicht Man denke, die Bindungsenthalpie ändert sich signifikant bei einer anderen Temperatur. Wir können es uns als Aktivierungsenergie für die Dissoziationsreaktion dieses bestimmten Moleküls vorstellen (in der Gasphase, um es einfach zu halten):

# "AB" (g) -> "A" (g) + "B" (g) #

Aktivierungsenergie ist fast vollständig Temperatur unabhängig Wir können also davon ausgehen, dass dies die Bindungsenthalpie ist.

Angenommen, Sie haben die #DeltaH_f ^ @ # zum # "NH" _3 # beim # "298.15 K" #für die Reaktion

# 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH _ 3 (g) #,

und nehmen Sie an, die Reaktantenkonzentrationen wurden ständig nachgefüllt, so dass das Gleichgewicht ständig in Richtung auf das Wasser gedrängt wird # "NH" _3 #.

Das #DeltaH_f ^ @ # (# = DeltaH_ "rxn" ^ @ # da sich alle Reaktanten in ihren Standardzuständen befanden) # "NH" _3 (g) # in dieser Reaktion ist # -45.94 pm 0.35 # # "kJ / mol" # aus dem NIST-Webbook.

Dies ist der thermodynamische Zyklus für diesen Prozess, um das Gesamtbild zu erfassen:

Normalerweise wissen wir es #DeltaH_ "rxn" ^ @ #. Ausfüllen # DeltaH # für heizkurven haben wir folgende formel für das heizen aus # T_1 # zu # T_2 #:

#DeltaH_ (T_1) ^ (T_2) = int_ (T_1) ^ (T_2) C_P dT #

Dies erfordert, dass Sie die Konstantdruck-Wärmekapazität von kennen
Ihre Verbindung (en) und dass Sie davon ausgehen, dass sie im relevanten Temperaturbereich konstant bleibt.

# C_P # kann über das NIST-Webbook nachgeschlagen werden. Zum Beispiel, # "NH" _3 # hat:

http://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7664417&Type=JANAFG&Plot=on

ein # C_P # von # ~~ "35,64 J / Mol" cdot "K" # beim # "298.15 K" # und # ~~ "42,01 J / Mol" cdot "K" # beim # "500 K" #.

Also aus dem Durchschnitt # C_P # zwischen den beiden temperaturen heizen # "NH" _3 # würde ungefähr einen Beitrag leisten # DeltaH # von:

#DeltaH_ (298.15) ^ (500) = int_ (298.15) ^ (500) (42,01 + 35,64) / 2 dT #

# ~~ 38.825T_2 - 38.825T_1 #

# = 38.825DeltaT #

#=# #38.825(500 - 298.15)#

#=# # "7836.83 J / mol" # #-># # "7.937 kJ / mol" #

(Beachten Sie die Ähnlichkeit mit "#q = mc_sDeltaT #'.)

Das #DeltaH_f ^ @ # zum # "NH" _3 (g) # war # -45.94 pm 0.35 # # "kJ / mol" # aus dem NIST-Webbook. Also bei # "500 K" #wäre es ungefähr:

#(-45.94 + 7.937)# # "kJ / mol" # # ~~ Farbe (blau) (- "38,10 kJ / mol") #

Es ist Weniger bei einer höheren Temperatur negativ, das heißt, es ist weniger exotherm Formen # "NH" _3 (g) # bei höheren Temperaturen.

Dies ist physisch sinnvoll, da wir nur davon ausgehen, dass die Wärme, die aufgrund einer niedrigeren Temperatur freigesetzt wird, erneut absorbiert wird, um die Umgebung weiter zu erwärmen (wodurch die freigesetzte Enthalpie weniger negativ wird).