Ik werd in een als simpel rekenwerk uitziend huiswerktopicje ineens onaangenaam verrast:

we verbranden butaan

2C₄H₁₀ + 13 O₂ -> 8CO₂+10H₂O

Goed, vormingswarmten van allesbehalve O₂ zijn gegeven, ik verbaasd. Zoek het op in BINAS, niet te vinden.

Als je de vormingswarmte van O₂ negeert komt het sommetje goed uit en lijkt het netjes op de verbrandingswarmte van butaan zoals die in BINAS te vinden is.

What's up??? Waarom heb ik blijkbaar geen energie nodig om die zuurstofmoleculen uit elkaar te peuteren?? [rr]

Hm, ik denk dat er misschien wel een verklaring voor is, Jan.

Zoek maar eens in Binas naar vormingswarmten van die andere uit het regeltje Fien Cliedert.. fluor, chloor, broom... ook nergens te vinden.

Heeft dit er niet mee te maken dat deze stoffen praktisch niet als O, F, Cl, Br.. voorkomen???

Heeft dit er niet mee te maken dat deze stoffen praktisch niet als O, F, Cl, Br.. voorkomen???

Leuk en aardig, maar dat verklaart nog niet dat ik het uit elkaar peuteren tot losse atomen van een zuurstofmolecuul qua energie níet meereken in zo'n verbrandingswarmte-berekening, maar dat het samenbrengen van een zuurstofatoom met waterstof- of koolstofatomen wél energie oplevert......

PCB schreef:Hm, ik denk dat er misschien wel een verklaring voor is, Jan.  

Zoek maar eens in Binas naar vormingswarmten van die andere uit het regeltje Fien Cliedert.. fluor, chloor, broom... ook nergens te vinden.

Heeft dit er niet mee te maken dat deze stoffen praktisch niet als O, F, Cl, Br.. voorkomen???

hé... ehm, heel eventjes niet ontopic, sorry... Wat was er ook alweer speciaal aan Br, I, N, Cl, H, O, F ?

Hm Jan, dan weet ik het ook niet. Dit was mijn enige verklaring die ik ervoor kon bedenken. Verder wordt bijvoorbeeld ozon (O₃) wel ontleedt tot O₂ en een O. (zuurstofradicaal).

@ FlorianK: Deze komen in de natuur niet voor zoals C(s) (in losse atomen), maar deze zullen altijd met twee aan elkaar voorkomen (O₂, Br₂ enz.)

Hm Jan, dan weet ik het ook niet. Dit was mijn enige verklaring die ik ervoor kon bedenken. Verder wordt bijvoorbeeld ozon (O₃) wel ontleedt tot O₂ en een O. (zuurstofradicaal).  

Ja, maar O₃ staat wel in BINAS, met een positieve vormingswarmte.

Geeft niks, er is vast wel iemand die het wél weet.

FlorianK schreef:

PCB schreef:Hm, ik denk dat er misschien wel een verklaring voor is, Jan.  

Zoek maar eens in Binas naar vormingswarmten van die andere uit het regeltje Fien Cliedert.. fluor, chloor, broom... ook nergens te vinden.

Heeft dit er niet mee te maken dat deze stoffen praktisch niet als O, F, Cl, Br.. voorkomen???

hé... ehm, heel eventjes niet ontopic, sorry... Wat was er ook alweer speciaal aan Br, I, N, Cl, H, O, F ?

Fientje Cliedert Nooit Broom In Haar Ogen. Oftwel F₂, Cl₂, N₂, Br₂, I₂, H₂ en O₂.

Zoals bij alle enthalpiën is de basis van vormingsenthalpie volkomen arbitrair, een internationale afspraak, meer niet. Men gebruikt ze alleen maar om enthalpieveranderingen te kunnen berekenen en die delta H is niet afhankelijk van de basis zolang men voor alle stoffen met een bepaald element erin dezelfde basis gebruikt.

De basis is gewoonlijk gekozen als zijnde 0 kJ/mol in de "normale" verschijningsvorm van de elementen. Zo is de basis voor veel elementen gekozen als 0 kJ/mol in vaste toestand (bijvoorbeeld metalen, grafiet, witte fosfor, rhombische zwavel), of 0 kJ/mol in vloeistoftoestand (kwik), of voor andere elementen 0 kJ/mol in gastoestand (edelgassen). Maar voor elementen die normaal vookomen als diatomige gassen zoals O₂ (en de andere vriendjes van Fientje) is gekozen voor 0 kJ/mol voor deze diatomige gastoestand of 0 kJ/mol voor Br₂ in diatomige vloeistoftoestand. De vormingsenthalpie van het element O is dan natuurlijk niet gelijk aan 0 kJ/mol maar resulterend uit de vormingsenthalpie van O₂ en de O-O bindingsenergie, en dat geeft dan voor atomaire O in gasfase een vormingsenthalpie van 249,4 kJ/mol. Ik zou verwachten dat die ook in Binas vermeld staat.

EDIT: tekst later aangepast want de basis voor Br₂ is 0 kJ/mol in vloeistof toestand.

dat geeft dan voor atomaire O in gasfase een vormingsenthalpie van 249,4 kJ/mol. Ik zou verwachten dat die ook in Binas vermeld staat.

"Toevallig" staat in tabel 58 "bindingsenergieën" bij O=O wél -498 kJ/mol vermeld (en dat is dus het dubbele van die vormingsenthalpie die Fred F citeert). Dus een tipje van de sluier is opgelicht.

Nou zijn de begrippen enthalpie en entropie e.d. 30 jaar geleden voor mij nogal vaag gebleven, en sindsdien heb ik me daar niet zo meer in verdiept eerlijk gezegd (zodat het allemaal nóg vager is geworden). Hiermee probeer ik lief te zeggen dat ik eigenlijk nog steeds niet snap wat er nou precies aan de hand is.

De basis ("nulpunt") van zowel enthalpie als entropie is irrelevant, niet meer dan een afspraak of niet meer dan een keuze van de auteur van een boek of website (of software) met enthalpie diagrammen of data voor allerlei stoffen. Men kan dus niet zomaar een enthalpie (of entropie) waarde van de ene bron gebruiken in combinatie met een waarde van een andere bron want ze kunnen beiden een verschillend nulpunt hebben. Dat kan soms ook gelden voor stoomtabellen, vooral oudere of die in engelse/amerikaanse eenheden.

Er bestaat geen absolute enthalpie (of entropie) alleen een relatieve (t.o.v. zijn basis, die de gebruiker vaak niet eens weet maar gewoonlijk ook niet hoeft te weten).

Voor de (standaard) vormingsenthalpie is de basis wereldwijd gelukkig hetzelfde maar verschillende tabellen kunnen toch nog heel kleine (niet relevante) verschillen in getalswaarden geven. Bedenk overigens wel dat de gepubliceerde waarden bij standaardcondities gelden: 25 oC en 1 atm (1,013 bar). De vormingsenthalpie bij een andere temperatuur T is anders vanwege het effect van Cp.(T - 25) . Dat geldt dus ook voor reactie-enthalpie bij een andere temperatuur dan 25 oC en dus ook voor verbrandingswarmte. Om het nog verwarrender te maken wordt de verbrandingswarmte vaak gegeven bij 15 oC en die is dus net weer iets anders dan die bij 25 oC welke men zou vinden uit de standaard vormingsenthalpiën van reactanten en produkten, simpelweg omdat de Cp van reactanten en produkten niet helemaal hetzelfde is (denk aan wet van Hess).

Maar goed, dan vind ik dus een vormingswarmte voor H₂O. Waarop is dát getal dan gebaseerd?

O2 kost geen energy om zichzelf te maken.

zuurstof zelf kan nooit alleen voorkomen, ze moeten altijd met z'n tweeën zijn.

H2

O2

N2

F2

Br2

I2

Cl2

al deze stoffen moeten met zijn tweeën zijn, het kost je zelf geen warmte om deze stoffen samen te voegen, want dat doen ze zelf.

@Jan

Op de vormingswarmtes van H₂ en O₂ in combinatie met de verbrandingswarmte (bij 25 oC). De vormingswarmtes van alle verbindingen zijn gebaseerd op die van de elementen in combinatie met gemeten reactiewarmtes (bij 25 oC) uit die elementen of uit andere stoffen waarvan de vormingswarmte op deze manier al eerder bepaald was.

Nadat de basis (nulpunt) voor alle elementen vastgelegd was, was de rest allemaal het resultaat van terugrekenen uit reactiewarmtemetingen.

Ik geloof dat mijn kwartje is gevallen (dat duurt even op mijn leeftijd ). Ik ben dat verhaal van vorming van water eens gaan narekenen op basis van bindingsenergieën:

2H₂O (g) + O₂ (g) -> 2H₂O (g)

gegevens uit BINAS:

bindingsenergie H-H : -436 kJ/mol

bindingsenergie O=O: -498 kJ/mol

bindingsenergie H-O ( in H₂O) : - 463,5 kJ/mol

uit elkaar peuteren 2 x H-H en 1 x O=O kost dus 2 x 436 + 1 x 498 = 1370 kJ

in elkaar peuteren 4 x H-O levert dus op 4 x -4,635 = -1854 kJ

1370 - 1854 = -484 kJ, maar dat is voor 2 mol H₂O, dus vormingswarmte H₂O moet dan zijn -242 kJ/mol.

En dat klopt als een zwerende vinger met tabel 57 vormingswarmten.......

hèhè. Nu snap ik pas wat Fred F bedoelde met :

die delta H is niet afhankelijk van de basis zolang men voor alle stoffen met een bepaald element erin dezelfde basis gebruikt.

En die afspraak is dus kennelijk om voor de Fientje-stoffen van de diatomig stoffen uit te gaan.

Mag ik wél zeggen dat ik het niet logisch vind, of is dat vloeken in de scheikunde-kerk en heb ik het dus nóg niet goed begrepen?

De keuze van de basis (het nulpunt) is voor ieder element volkomen arbitrair. Men zou kunnen zeggen, het is niet logisch maar nogmaals, het doet helemaal niets terzake want alle vormingsenthalpiën van alle verbindingen zijn hiermee in overeenstemming gemaakt.

De berekeningsmethode met bindingsenergieën geeft trouwens niet de vormingsenthalpie van water (want die is immers ook arbitrair, maar de bindingsenergieën zijn dat niet) maar de reactie-enthalpie (verbrandingswarmte) van H₂

Omdat de vormingsenthalpiën van H₂ en O₂ beiden 0 kJ/mol (arbitrair gekozen afspraak, weet je nog wel) zijn lijkt het alsof deze rekenwijze de vormingsenthalpie van water geeft maar dat is dus niet zo. Doe ditzelfde maar eens met een andere reactie waarbij minstens één van de reactanten een vormingsenthalpie ongelijk nul heeft, of waarbij twee verschillende productmoleculen ontstaan, bijvoorbeeld verbranding van CH₄.