De enthalpieverandering van een reactie is de hoeveelheid warmte die wordt geabsorbeerd of afgegeven wanneer de reactie plaatsvindt, als deze bij een constante druk plaatsvindt. U voltooit de berekening op verschillende manieren, afhankelijk van de specifieke situatie en welke informatie u beschikbaar hebt. 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; Didn 't Lezen)

U kunt de veranderingen in enthalpie berekenen met behulp van de eenvoudige formule: ∆H \u003d H _{producten - H reactanten
Definitie van Enthalpy}

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 \u003d U + PV

Een verandering in enthalpie (∆H) is daarom:

∆H \u003d ∆U + ∆P∆V

Waar het deltasymbool (∆) "verandering in" betekent. In de praktijk wordt de druk constant gehouden en wordt de bovenstaande vergelijking beter weergegeven als:

∆H \u003d ∆U + P∆ V

Voor een constante druk is de verandering in enthalpie echter eenvoudig de overgedragen warmte (q):

∆H \u003d q

Als (q) positief is, de reactie is endotherm (dat wil zeggen, absorbeert warmte uit zijn omgeving), en als deze negatief is, is de reactie exotherm (dat wil zeggen, geeft warmte af aan zijn omgeving). Enthalpy 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 de enthalpieverandering

De meest basale manier om de 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 \u003d H _{producten - H reactanten}

De toevoeging van een natriumion aan een chloride-ion om natriumchloride te vormen is een voorbeeld van een reactie die u op deze manier kunt berekenen. Ionisch natrium heeft een enthalpie van −239,7 kJ /mol en chloride-ion heeft enthalpie −167,4 kJ /mol. Natriumchloride (keukenzout) heeft een enthalpie van −411 kJ /mol. Door deze waarden in te voegen krijgt u:

∆ H
\u003d −411 kJ /mol - (−239.7 kJ /mol −167.4 kJ /mol)

\u003d −411 kJ /mol - (−407.1 kJ /mol)

\u003d −411 kJ /mol + 407.1 kJ /mol \u003d −3.9 kJ /mol

De zoutvorming geeft 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 het smelten beschrijft de overgang van vast naar vloeibaar (het omgekeerde is min deze waarde en de enthalpie van fusie genoemd), de verdampingsenthalpie beschrijft de overgang van vloeistof naar gas (en het tegenovergestelde is condensatie) en de sublimatie van sublimatie beschrijft de overgang van vast naar gas (het omgekeerde wordt opnieuw de condensatie-enthalpie genoemd).

Voor water is de smeltenthalpie ∆H \u003d 6.007 kJ /mol. Stel je voor dat je ijs van 250 Kelvin verwarmt tot het smelt en vervolgens het water tot 300 K verwarmt. De enthalpieverandering voor de verwarmingsonderdelen is alleen de vereiste warmte, dus je kunt het vinden met:

∆H \u003d nC∆T

Waar (n) het aantal mol is, (∆T) is de verandering in temperatuur en (C) is 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. De berekening vindt dus in enkele delen plaats. 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 \u003d nC∆T

\u003d 5 mol × 38.1 J /K mol × 23 K

\u003d 4.382 kJ

Vermenigvuldig nu de smeltenthalpie met het aantal mol:

∆H \u003d n ∆H _smeltend

\u003d 5 mol × 6.007 kJ /mol

\u003d 30.035 kJ

De berekeningen voor verdamping zijn hetzelfde, behalve met de verdampingsenthalpie in plaats van de smeltende enthalpie. Bereken ten slotte de laatste verwarmingsfase (van 273 tot 300 K) op dezelfde manier als de eerste:

∆H \u003d nC∆T

\u003d 5 mol × 75.4 J /K mol × 27 K

\u003d 10.179 kJ

Som deze delen om de totale verandering in enthalpie voor de reactie te vinden:

∆H _{totaal \u003d 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ}

\u003d 44.596 kJ
Wet van Hess

De wet van Hess is nuttig voor 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 enthalpie-verandering voor een reactie of proces onafhankelijk is van de route waardoor het plaatsvindt. Dit betekent dat als de reactie van substantie verandert in een andere, het niet uitmaakt of de reactie in één stap plaatsvindt (reactanten worden onmiddellijk producten) of dat deze vele stappen doorloopt (reactanten worden tussenproducten en vervolgens producten worden), de resulterende enthalpie-verandering is in beide gevallen hetzelfde.

Meestal helpt het om een diagram te tekenen (zie bronnen) om u te helpen deze wet te gebruiken. Een voorbeeld is dat als je begint met zes mol koolstof in combinatie met drie waterstof, ze verbranden om te combineren met zuurstof als een tussenstap en vervolgens benzeen vormen als een eindproduct.

De wet van Hess stelt dat de verandering in enthalpie van de reactie is de som van de veranderingen in enthalpie van beide delen. In dit geval heeft de verbranding van één mol koolstof ∆H \u003d −394 kJ /mol (dit gebeurt zes keer in de reactie), de verandering in enthalpie voor de verbranding van één mol waterstofgas is ∆H \u003d −286 kJ /mol (dit gebeurt drie keer) en de koolstofdioxide- en water-intermediairen worden benzeen met een enthalpie-verandering van ∆H \u003d +3,267 kJ /mol.

Neem de som van deze veranderingen om de totale enthalpie-verandering te vinden, onthouden om elk te vermenigvuldigen met het aantal mol dat nodig is in de eerste fase van de reactie:

∆H _{totaal \u003d 6 × (−394) + 3 × (−286) +3.267}

\u003d 3,267 - 2,364 - 858

\u003d 45 kJ /mol