Reactie:

2 Li(s) + 2 H₂O(l) → 2 LiOH(aq) + H₂(g)

Berekening van de enthalpieverandering (ΔH):

Je moet de standaardvormingsenthalpieën (ΔHf°) opzoeken voor elke verbinding die bij de reactie betrokken is. Deze waarden zijn doorgaans te vinden in scheikundeboeken of online databases.

Hier is een vereenvoudigd voorbeeld met hypothetische ΔHf°-waarden (u moet de werkelijke waarden opzoeken):

* ΔHf° [LiOH(aq)] =-485 kJ/mol

* ΔHf° [H₂(g)] =0 kJ/mol (per definitie)

* ΔHf° [Li(s)] =0 kJ/mol (per definitie)

* ΔHf° [H₂O(l)] =-286 kJ/mol

De wet van Hess gebruiken:

ΔH =[Σ ΔHf° (producten)] - [Σ ΔHf° (reactanten)]

ΔH =[2 * (-485 kJ/mol) + 0] - [2 * 0 + 2 * (-286 kJ/mol)]

ΔH =-970 kJ/mol + 572 kJ/mol

ΔH =-398 kJ/mol

Belangrijke opmerking: Dit resultaat geldt voor de reactie van *twee* mol lithium. Om de energie per mol lithium te krijgen, deelt u door 2:

-398 kJ/mol / 2 =-199 kJ/mol

Daarom komt bij de reactie van lithium met water ongeveer 199 kJ energie per mol lithium vrij.

Veiligheid:

Houd er rekening mee dat deze reactie zeer krachtig is en waterstofgas produceert, dat brandbaar is. Ga altijd uiterst voorzichtig om met lithium en water en voer dit experiment nooit uit zonder de juiste veiligheidsuitrusting en toezicht.