De enthalpieverandering van een reactie is de hoeveelheid warmte die wordt geabsorbeerd of vrijkomt terwijl de reactie plaatsvindt, als deze plaatsvindt bij een constante druk. Afhankelijk van de specifieke situatie en welke informatie u tot uw beschikking heeft, vult u de berekening op verschillende manieren in. Voor veel berekeningen is de wet van Hess het belangrijkste stuk informatie dat u moet gebruiken, maar als u de enthalpie van de producten en de reactanten kent, is de berekening veel eenvoudiger.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
U kunt veranderingen in enthalpie berekenen met behulp van de eenvoudige formule: ∆H = Hproducten Hreactanten
Definitie van enthalpie
De precieze definitie van enthalpie (H) is de som van de interne energie (U) plus het product van druk (P) en volume (V). In symbolen is dit:
H = U + PV
Een verandering in enthalpie (∆H) is dus:
∆H = ∆U + ∆P∆V
Waar het delta-symbool (∆) 'inwisselen' betekent. In de praktijk wordt de druk constant gehouden en wordt de bovenstaande vergelijking beter weergegeven als:
∆H = ∆U + P∆V
Voor een constante druk is de verandering in enthalpie echter eenvoudig de overgedragen warmte (q):
∆H = q
Als (q) positief is, is de reactie endotherm (d.w.z. absorbeert warmte uit de omgeving), en als het negatief is, is de reactie exotherm (d.w.z. geeft warmte af aan zijn omgeving). Enthalpie heeft eenheden van kJ/mol of J/mol, of in het algemeen energie/massa. De bovenstaande vergelijkingen zijn echt gerelateerd aan de fysica van warmtestroom en energie: thermodynamica.
Eenvoudige berekening van enthalpieverandering
De meest eenvoudige manier om enthalpieverandering te berekenen, maakt gebruik van de enthalpie van de producten en de reactanten. Als u deze hoeveelheden kent, gebruikt u de volgende formule om de totale verandering te berekenen:
∆H = Hproducten Hreactanten
De toevoeging van een natriumion aan een chloride-ion om natriumchloride te vormen, is een voorbeeld van een reactie die je op deze manier kunt berekenen. Ionisch natrium heeft een enthalpie van -239,7 kJ/mol en chloride-ionen een enthalpie van 167,4 kJ/mol. Natriumchloride (keukenzout) heeft een enthalpie van −411 kJ/mol. Het invoegen van deze waarden geeft:
∆H = −411 kJ/mol – (−239,7 kJ/mol -167,4 kJ/mol)
= −411 kJ/mol – (−407.1 kJ/mol)
= −411 kJ/mol + 407,1 kJ/mol = -3,9 kJ/mol
Bij de vorming van zout komt dus bijna 4 kJ energie per mol vrij.
Enthalpie van faseovergangen
Wanneer een stof verandert van vast in vloeibaar, vloeibaar in gas of vast in gas, zijn er specifieke enthalpieën betrokken bij deze veranderingen. De enthalpie (of latente warmte) van smelten beschrijft de overgang van vast naar vloeibaar (het omgekeerde is minus deze waarde en wordt de enthalpie van fusie genoemd), de enthalpie van verdamping beschrijft de overgang van vloeistof naar gas (en het tegenovergestelde is condensatie) en de enthalpie van sublimatie beschrijft de overgang van vast naar gas (het omgekeerde wordt weer de enthalpie van condensatie genoemd).
Voor water is de smeltenthalpie ∆Hsmeltend = 6.007 kJ/mol. Stel je voor dat je ijs van 250 Kelvin verwarmt tot het smelt, en dan het water verwarmt tot 300 K. De enthalpieverandering voor de verwarmingsonderdelen is alleen de benodigde warmte, dus u kunt deze vinden met:
∆H = nC∆T
Waar (n) het aantal mol is, is (∆T) de verandering in temperatuur en (C) de soortelijke warmte. De soortelijke warmte van ijs is 38,1 J/K mol en de soortelijke warmte van water is 75,4 J/K mol. Dus de berekening vindt plaats in een paar delen. Eerst moet het ijs worden verwarmd van 250 K tot 273 K (d.w.z. -23 ° C tot 0 ° C). Voor 5 mol ijs is dit:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 38,1 J/K mol × 23 K
= 4,382 kJ
Vermenigvuldig nu de smeltenthalpie met het aantal mol:
∆H = n ∆Hsmeltend
= 5 mol × 6.007 kJ/mol
= 30,035 kJ
Berekeningen voor verdamping zijn hetzelfde, behalve met de verdampingsenthalpie in plaats van de smeltenthalpie. Bereken tenslotte de laatste verwarmingsfase (van 273 tot 300 K) op dezelfde manier als de eerste:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 75,4 J/K mol × 27 K
= 10.179 kJ
Tel deze delen op om de totale verandering in enthalpie voor de reactie te vinden:
Htotaal = 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ
= 44,596 kJ
De wet van Hess
De wet van Hess is handig wanneer de reactie die u overweegt uit twee of meer delen bestaat en u de algehele verandering in enthalpie wilt vinden. Het stelt dat de enthalpieverandering voor een reactie of proces onafhankelijk is van de route waarlangs het plaatsvindt. Dit betekent dat als de reactie van een stof in een andere verandert, het niet uitmaakt of de reactie in één stap plaatsvindt (reactanten worden producten onmiddellijk) of dat het veel stappen doorloopt (reactanten worden tussenpersonen en worden dan producten), de resulterende enthalpieverandering is hetzelfde in beide gevallen.
Het helpt meestal om een diagram te tekenen (zie bronnen) om u te helpen deze wet te gebruiken. Een voorbeeld is als je begint met zes mol koolstof gecombineerd met drie waterstof, ze verbranden om te combineren met zuurstof als tussenstap en vormen dan benzeen als eindproduct.
De wet van Hess stelt dat de verandering in enthalpie van de reactie de som is van de veranderingen in enthalpie van beide delen. In dit geval heeft de verbranding van één mol koolstof ∆H = -394 kJ/mol (dit gebeurt zes keer in de reactie), de verandering in enthalpie voor de verbranding van één mol van waterstofgas is ∆H = −286 kJ/mol (dit gebeurt drie keer) en de kooldioxide- en waterintermediairs worden benzeen met een enthalpieverandering van ∆H = +3.267 kJ/mol.
Neem de som van deze veranderingen om de totale enthalpieverandering te vinden, denk eraan om ze elk te vermenigvuldigen met het aantal mol dat nodig is in de eerste fase van de reactie:
Htotaal = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45 kJ/mol