Reactie-enthalpiecalculator

Resultaten

Zo gebruik je de reactie-enthalpiecalculator

1. 1. Schrijf de gebalanceerde vergelijking met toestanden. Bijvoorbeeld CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(l). Zet spaties rond +, gebruik (g), (l), (s) of (aq), en schrijf ionen als Na+ of SO4^2-. Je kunt ook in de tabel op “+ reactant” of “+ product” drukken in plaats van te typen.
2. 2. Los op wat gemarkeerd is. Een stof die niet in de tabel staat, wordt benoemd, en een stof die in meerdere toestanden bestaat, zoals water, vraagt om de toestand. Als je de ΔfH° ervan kent, voeg je die zelf toe met @, zoals C8H18(l)@-250.1.
3. 3. Lees ΔH°rxn af. Je krijgt beide sommen, de bijdrage van elke stof en de uitwerking. De tool waarschuwt als de vergelijking niet gebalanceerd is, omdat het antwoord meeschaalt met de coëfficiënten die je typt.
4. 4. Vraag naar een echte hoeveelheid. Kies een stof en een hoeveelheid in mol of gram om de warmte te krijgen die vrijkomt of wordt opgenomen. Schakel over naar de modus van de wet van Hess om bekende reacties op te tellen.

De formule

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(producten) − Σ m·ΔH°f(reactanten)

ΔH°f = 0 voor een element in zijn standaardtoestand

ΔH(netto) = Σ (vermenigvuldiger × ±ΔH van elke stap)

De standaard-vormingsenthalpie ΔH°f is de enthalpieverandering wanneer één mol van een verbinding ontstaat uit zijn elementen, elk in zijn meest stabiele vorm bij 1 bar en, in deze tabellen, bij 298,15 K. Omdat de elementen zelf geen verandering nodig hebben om te vormen, is hun ΔH°f nul: O₂(g), H₂(g), Br₂(l), grafiet enzovoort. De coëfficiënt n vermenigvuldigt elke waarde, dus het antwoord is de enthalpieverandering per mol reactie zoals geschreven; verdubbel elke coëfficiënt en ΔH°rxn verdubbelt.

Uitgewerkt voorbeeld: methaan verbranden

Voor CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), met ΔH°f-waarden van −74,6 voor CH₄(g), −393,5 voor CO₂(g) en −285,8 kJ/mol voor H₂O(l):

• Producten: 1 × (−393,5) + 2 × (−285,8) = −965,1 kJ
• Reactanten: 1 × (−74,6) + 2 × 0 = −74,6 kJ
• ΔH°rxn = −965,1 − (−74,6) = −890,5 kJ per mol verbrande CH₄

Het teken zegt dat de reactie exotherm is. Verander H₂O(l) in H₂O(g), met −241,8 kJ/mol, en het antwoord wordt −802,5 kJ: het verschil van 88,0 kJ is de warmte van het condenseren van twee mol waterdamp, elk 44,0 kJ. Daarom zijn de toestandssymbolen geen versiering — laat je ze weg, dan vraagt de tool naar degene die je bedoelt wanneer een formule meer dan één vermelding heeft.

Voor een echte hoeveelheid kies je CH₄(g) bij “Geef de warmte voor” en vul je 10 g in. De molaire massa is 16,043 g/mol, dus 10 g is 0,6233 mol en de vrijgekomen warmte is 0,6233 × 890,5 = 555,1 kJ. Een tweede voorbeeld: glucose, C₆H₁₂O₆(s) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(l), geeft ΔH°rxn = 6(−393,5) + 6(−285,8) − (−1273,3) = −2802,5 kJ, of ongeveer 155,6 kJ vrij per 10 g.

De wet van Hess: bekende reacties combineren

Enthalpie is een toestandsfunctie: de enthalpieverandering van een reactie is dezelfde, welke weg ook gevolgd wordt, en de ΔH van een doelreactie is de som van de ΔH van de stappen die er samen toe leiden. Drie regels dekken elk geval: keer om een reactie en wissel het teken van zijn ΔH; vermenigvuldig een reactie en vermenigvuldig zijn ΔH met hetzelfde getal; tel op de resultaten, en schrap stoffen die aan beide kanten voorkomen.

Om ΔH voor C(s) + ½O₂(g) → CO(g) te vinden, wat niet schoon te meten is omdat er altijd wat CO₂ ontstaat, combineer je C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −393,5 kJ, met de omgekeerde van CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −283,0 kJ. Omkeren maakt −283,0 tot +283,0, en de som is −393,5 + 283,0 = −110,5 kJ, wat overeenkomt met de tabelwaarde ΔH°f van CO. In de modus van de wet van Hess vul je de ΔH van elke stap in, vink je bij de tweede stap “Keer stap 2 om” aan, en de tool rekent het uit. Het telt de getallen op die je invult; controleren dat de stappen werkelijk optellen tot de doelvergelijking is aan jou.

Veelgestelde vragen

Wat is de formule voor de reactie-enthalpie uit vormingsenthalpieën?

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(producten) − Σ m·ΔH°f(reactanten), waarbij n en m de coëfficiënten van de gebalanceerde vergelijking zijn. Vermenigvuldig elke ΔH°f met zijn coëfficiënt, tel de productenkant en de reactantenkant afzonderlijk op, en trek de reactanten van de producten af.

Waarom is de vormingsenthalpie van een element nul?

Vorming wordt gedefinieerd als het maken van een verbinding uit zijn elementen in hun standaardtoestanden, dus een element in zijn standaardtoestand heeft geen verandering nodig om te vormen. O₂(g), H₂(g), Br₂(l) en grafiet zijn nul. Hetzelfde element in een andere vorm is dat niet: diamant is +1,9 kJ/mol en ozon O₃(g) is +142,7 kJ/mol.

Vermenigvuldig ik ΔHf met de coëfficiënten?

Ja. Elke ΔH°f in de tabel geldt voor één mol, dus een coëfficiënt 2 betekent tweemaal de waarde. Het uiteindelijke ΔH°rxn is dan per mol reactie zoals geschreven, en het halveren van elke coëfficiënt halveert het antwoord.

Wat betekent een negatieve ΔH?

Een negatieve ΔH betekent dat de reactie warmte afgeeft aan de omgeving bij constante druk; ze is exotherm. Een positieve ΔH betekent dat ze warmte opneemt; ze is endotherm. Het teken zegt niets over de snelheid, en op zichzelf bepaalt het niet of een reactie spontaan verloopt, waarvoor je ΔG nodig hebt.

Waarom verandert de toestand van water het antwoord?

Vloeibaar en gasvormig water hebben verschillende vormingsenthalpieën, −285,8 en −241,8 kJ/mol. Bij de vorming van H₂O(l) komt de extra 44,0 kJ/mol vrij die de condensatie afgeeft, dus dezelfde verbranding is exothermer wanneer het water vloeibaar eindigt.

Waarom wijkt mijn antwoord iets af van dat van mijn leerboek?

Handboeken geven iets andere waarden, en sommige ronden af op de dichtstbijzijnde 0,1 of 1 kJ/mol. Controleer welke tabel je cursus gebruikt en, als punten ervan afhangen, typ de waarden van je boek met @ voor elke stof.