Springen naar inhoud

Hoe bereken ik de activatie energie?


  • Log in om te kunnen reageren

#1

TomWaits

    TomWaits


  • >25 berichten
  • 71 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 15 januari 2012 - 13:58

Ik wil graag in het labo ammoniumcarbonaat maken door simpelweg CO2 in 12% NH3 te bubbelen. Dit lukt vreemd genoeg niet en ik probeer dit wetenschappelijk te verklaren.

Al de gegevens komen uit mijn CRC boek (2010-2011) maar kan je ook terugvinden via http://webbook.nist.gov/chemistry/

Ik heb 3 hypothetische berekeningen gemaakt, het gaat hier over evenwichten:

1) H2O + CO2 + 2 NH3------------> 2 NH4+ + CO32-

delta H° = -150.78 kJ/mol
delta S° = -402.51 J/mol.K
delta G° = -30.78 kJ/mol

Door de temperatuur te verlagen zal de entropie toenemen. Dit kan ik wiskundig bewijzen als ik de Gibbs vrije energie bereken bij 5°C, die bedraagt dan delta G = -38.822 kJ/mol. De vraag is echter, is de activatie energie dan nog voldoende om deze reactie te laten plaatsvinden? Hoe kan ik de activatie energie van een reactie berekenen?

2) Als CO2 in de gasfase aanwezig is in de ammoniakale oplossing en ik ga uit van bovenstaand evenwicht, dan zou er toch nog ammoniumcarbonaat kunnen worden gevormd:

delta H°= -107.53 kJ/mol
delta S°= -496.935 J/mol.K
delta G°= -22.4 kJ/mol
-> dus er zou toch nog ammoniumcarbonaat worden gevormd.

!!Echter, ik ben sceptisch dat er CO32-
zal worden gevormd. Het lijkt me meer aannemelijk dat HCO3- in de oplossing aanwezig zou zijn.


3) Ik denk dat volgend evenwicht relevant is omdat er geen ammoniumcarbonaat werd gevormd:

2 H2O + CO2 + 2 NH3----------> 2 NH4+ + HCO3- + OH-

De thermodynamische berekening geeft me volgende resultaten:
delta H°= -109.665 kJ/mol
delta S°= - 232.324 J/mol.K
delta G°= 122.659 kJ/mol

Omdat delta G° een zeer positieve waarde geeft zal er dus geen vorming van ammoniumcarbonaat kunnen plaatsvinden.

Nu volgen mijn vragen:

1) Is het überhaupt mogelijk om ammoniumcarbonaat in een standaard labo te maken? (vb. door andere solventen te kiezen)

2) Kan ik met behulp van de Gibbs vrije energie de activatie energie bepalen?

3) Klopt die laatste stelling wel of denkt iemand er anders over?
Hitting it... by chance?

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

Jooken

    Jooken


  • >250 berichten
  • 677 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 14 april 2012 - 11:40

Ik heb de thermodynamische berekeningen niet nagerekend.

Bij thermodynamische berekeningen moet je altijd de fase van reagentia en producten opgeven. Het maakt namelijk nogal wat verschil uit of je bvb NH3(g) of NH3(aq) hebt.

Uiteraard treden er enkel spontane reacties op met DELTA G° kleiner dan 0.

Activeringsenergie is een kinetische parameter, dat is iets totaal anders dan een thermodynamische. Kinetische parameters kan je niet theoretisch berekenen (tenzij met zeer gesofisticeerde theoretische modellen). De activeringsenergie moet je bepalen door de reactiesnelheid te meten bij verschillende temperaturen, en dan de vergelijking van Arrhenius plotten.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures