WAT IS ENTHALPIE? - CHEMIE - 2026

De enthalpie is een maat voor de hoeveelheid energie die zich in een lichaam (systeem) met een volume bevindt, onder druk staat en uitwisselbaar is met zijn omgeving. Het wordt weergegeven door de letter H. De bijbehorende fysieke eenheid is de joule (J = kgm2 / s2).

Wiskundig kan het als volgt worden uitgedrukt:

H = U + PV

Waar:

H = Enthalpie

U = interne energie van het systeem

P = druk

V = Volume

Als zowel U als P en V toestandsfuncties zijn, zal H dat ook zijn. Dit komt omdat op een bepaald moment enkele begin- en eindvoorwaarden kunnen worden gegeven voor de variabele die in het systeem moet worden bestudeerd.

Wat is de vormingsenthalpie?

Het is de warmte die wordt geabsorbeerd of afgegeven door een systeem wanneer 1 mol van een product van een stof wordt geproduceerd uit de elementen in hun normale aggregatietoestand; vast, vloeibaar, gasvormig, oplossing of in de meest stabiele allotrope toestand.

De meest stabiele allotrope toestand van koolstof is grafiet, naast dat het onder normale omstandigheden van 1 atmosfeer en 25 ° C temperatuur is.

Het wordt aangeduid als ΔH ° f. Op deze manier:

ΔH ° f = H definitief - H aanvankelijk

Δ: Griekse letter die de verandering of variatie in de energie van een eindtoestand en een eerste staat. Het subscript f staat voor samengestelde vorming en het superscript of standaardcondities.

Voorbeeld

Gezien de vormingsreactie van vloeibaar water

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol

Reagentia : waterstof en zuurstof zijn van nature gasvormig.

Product : 1 mol vloeibaar water.

Opgemerkt moet worden dat de formatie-enthalpieën volgens de definitie voor 1 mol geproduceerde verbinding zijn, dus de reactie moet indien mogelijk worden aangepast met fractionele coëfficiënten, zoals te zien is in het vorige voorbeeld.

Exotherme en endotherme reacties

In een chemisch proces kan de vormingsenthalpie positief ΔHof> 0 zijn als de reactie endotherm is, dat wil zeggen, het absorbeert warmte van het medium of negatief ΔHof <0 als de reactie exotherm is met emissie van warmte uit het systeem.

Exotherme reactie

Reactanten hebben een hogere energie dan producten.

ΔH ° f <0

Endotherme reactie

De reactanten hebben een lagere energie dan de producten.

ΔH ° f> 0

Om een ​​chemische vergelijking correct te schrijven, moet deze molair in evenwicht zijn. Om te voldoen aan de "Wet van behoud van materie", moet deze ook informatie bevatten over de fysieke toestand van de reactanten en producten, die bekend staat als de toestand van aggregatie.

Er moet ook rekening mee worden gehouden dat zuivere stoffen een formatie-enthalpie van nul hebben onder standaardomstandigheden en in hun meest stabiele vorm.

In een chemisch systeem met reactanten en producten is de reactie-enthalpie gelijk aan de formatie-enthalpie onder standaardomstandigheden.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Rekening houdend met het bovenstaande moeten we:

ΔH ° rxn = ∑nproducten H ∑nreactieve producten Hreactief

Gezien de volgende fictieve reactie

aA + bB cC

Waar a, b, c de coëfficiënten zijn van de uitgebalanceerde chemische vergelijking.

De uitdrukking voor de reactie-enthalpie is:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Ervan uitgaande dat: a = 2 mol, b = 1 mol en c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Bereken ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Het komt dan overeen met een exotherme reactie.

Enthalpie van formatiewaarden van sommige anorganische en organische chemische verbindingen bij 25 ° C en 1 atm druk

Oefeningen om enthalpie te berekenen

Oefening 1

Vind de reactie-enthalpie van NO2 (g) volgens de volgende reactie:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Met behulp van de vergelijking voor de reactie-enthalpie hebben we:

ΔH ° rxn = ∑nproducten H ∑nreactieve producten Hreactief

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

In de tabel in de vorige paragraaf kunnen we zien dat de vormingsenthalpie voor zuurstof 0 KJ / mol is, omdat zuurstof een zuivere verbinding is.

ΔH ° rxn = 2mol (33,18KJ / mol) - (2mol 90,25 KJ / mol + 1mol 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Een andere manier om de reactie-enthalpie in een chemisch systeem te berekenen, is via de HESS-wet, voorgesteld door de Zwitserse chemicus Germain Henri Hess in 1840.

De wet zegt: "De energie die wordt geabsorbeerd of uitgestoten in een chemisch proces waarin de reactanten worden omgezet in producten, is dezelfde, of het nu in één fase of in meerdere wordt uitgevoerd".

Oefening 2

De toevoeging van waterstof aan acetyleen om ethaan te vormen, kan in één stap worden bereikt:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol

Of het kan ook in twee fasen gebeuren:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

Als we beide vergelijkingen algebraïsch optellen, hebben we:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311,42 KJ / mol

Oefening 3

(Overgenomen van quimitube.com. Oefening 26. De wet van Hess thermodynamica)

Zoals te zien is in de verklaring van het probleem, verschijnen slechts enkele numerieke gegevens, maar de chemische reacties verschijnen niet, daarom is het nodig om ze op te schrijven.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

De waarde van de negatieve enthalpie wordt geschreven omdat het probleem zegt dat er energie vrijkomt. We moeten ook bedenken dat het 10 gram ethanol is, daarom moeten we de energie voor elke mol ethanol berekenen. Hiervoor wordt het volgende gedaan:

Er wordt gezocht naar het molaire gewicht van ethanol (som van de atoomgewichten), een waarde gelijk aan 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) ethanol = - 1380 KJ / mol

10 g ethanol 1 mol ethanol

Hetzelfde geldt voor azijnzuur:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g azijnzuur) = - 840 KJ / mol

10 g azijnzuur 1 mol azijnzuur.

In de voorgaande reacties is de verbranding van ethanol en azijnzuur beschreven, dus het is noodzakelijk om de probleemformule te schrijven, namelijk de oxidatie van ethanol tot azijnzuur met productie van water.

Dit is de reactie waar het probleem om vraagt. Het is al in balans.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

De toepassing van de wet van Hess

Hiervoor vermenigvuldigen we de thermodynamische vergelijkingen met numerieke coëfficiënten om ze algebraïsch te maken en om elke vergelijking correct te kunnen organiseren. Dit wordt gedaan wanneer een of meer reactanten niet aan de overeenkomstige kant van de vergelijking staan.

De eerste vergelijking blijft hetzelfde omdat ethanol zich aan de kant van de reactant bevindt, zoals aangegeven door de probleemvergelijking.

De tweede vergelijking moet zo vermenigvuldigd worden met de coëfficiënt -1 dat het azijnzuur dat als reactant het product kan worden

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Ze voegen algebraïsch toe en dit is het resultaat: de vergelijking die in de opgave wordt gevraagd.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Bepaal de enthalpie van de reactie.

Op dezelfde manier als elke reactie werd vermenigvuldigd met de numerieke coëfficiënt, moet ook de waarde van de enthalpieën worden vermenigvuldigd

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

In de vorige oefening heeft ethanol twee reacties, verbranding en oxidatie.

Bij elke verbrandingsreactie is er vorming van CO2 en H2O, terwijl bij de oxidatie van een primaire alcohol zoals ethanol er vorming van azijnzuur is.

Referenties

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Algemene scheikunde. Lesmateriaal. Lima: Pauselijke Katholieke Universiteit van Peru.
2. Chemie. Libretexts. Thermochemie. Overgenomen van hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Physicochemistry. vol.2.