Versie van 7 jul 2012 00:41 bewerken Capaccio (overleg \| bijdragen) 131.676 bewerkingen k we zijn geen syllabus ← Oudere bewerking		Versie van 7 jul 2012 00:57 bewerken ongedaan maken Bdijkstra (overleg \| bijdragen) interfacemoderatoren, moderatoren 130.461 bewerkingen kGeen bewerkingssamenvatting Nieuwere bewerking →
Regel 1: '''Chemische thermodynamica''' of '''thermochemie''' is een toepassing van [[thermodynamica]] die zich bezig houdt met het meten en voorspellen van het verloop van chemische reacties en de energie die daarbij opgenomen of vrijgemaakt wordt. Ook de beschrijving van [[reacties in evenwicht]] valt hieronder. [[File:Willard Gibbs.jpg\|thumb\|Josiah Willard Gibbs, grondlegger van de chemische thermodynamica]] De [[Eerste wet van de thermodynamica]] (dUd''U'' = dqd''Q'' + dwd''W'') is ook van toepassing op chemische reacties. Als er een reactie plaatsvindt in een geïsoleerd systeem (geen overdracht van warmte en materie) blijft de totale inwendige energie van het systeem gelijk. Voor processen bij constante druk wordt gebruik gebruikgemaakt van de [[enthalpie]] om de staat van een systeem aan te geven. Enthalpie is gedefinieerd als de verandering van de inwendige [[energie]] (U) plus de energie die in druk-volumearbeid vervat zit. Bij constante druk is de enthalpie gelijk aan de hoeveelheid warmte die is toegevoerd (of onttrokken) aan het systeem. ==Standaardenthalpie== Voor een willekeurig proces is vaak de zogenaamde '''standaardenthalpie''' te vinden in de literatuur, gedefinieerd als de enthalpieverandering van dat proces bij een druk van 1 bar per [[mol (eenheid)\|mol]] ''product''. Zo zijn enthalpieën te vinden voor ~~bv.~~bijvoorbeeld [[verdamping]], [[sublimatie]], [[oplossing (scheikunde)\|oplossing]], [[ionisatie]], [[hydratatie]], vorming van een stof, [[faseovergang]]en ... ==Vormingsenthalpie== Regel 21: Stel dat men de standaard verbrandingsenthalpie van waterstof bij 298 K wil berekenen. :H<sub>2</sub> (g) + 1/2 O<sub>2</sub> (g) → H<sub>2</sub>O (l) Omdat water hier wordt gevormd uit de elementen waterstof en zuurstof is de verbrandingsenthalpie gelijk aan de vormingsenthalpie van water (~~nl.~~namelijk ~~-285~~−285,83 kJ/mol). Maar hoe zit het bij de verbranding van methaan (aardgas). :CH<sub>4</sub> (g) + 2 O<sub>2</sub> (g) → CO<sub>2</sub> (g) + 2 H<sub>2</sub>O (l) Zoals je ziet wordt hier CO<sub>2</sub> en H<sub>2</sub>O gevormd maar niet uit hun elementen. Een trucje is hier op zijn plaats: we kunnen net doen alsof we de stoffen links ''afbreken'' tot hun elementen en de rechter stoffen ''opbouwen'' uit deze elementen: :CH<sub>4</sub> (g) → C (s,grafiet) + 2 H<sub>2</sub> (g) ( Δ<sub>r</sub>H=-Δ−Δ<sub>f</sub>H(CH<sub>4</sub>)=74,81 kJ/mol ) :C (s,grafiet) + O<sub>2</sub> (g) → CO<sub>2</sub> (g) ( Δ<sub>r</sub>H=Δ<sub>f</sub>H(CO<sub>2</sub>)=~~-393~~−393,51 kJ/mol ) :2 H<sub>2</sub> (g) + O<sub>2</sub> (g) → 2 H<sub>2</sub>O (l) ( Δ<sub>r</sub>H=2Δ<sub>f</sub>H(H<sub>2</sub>O)= 2( ~~-285~~−285,83 ) kJ/mol ) Nu kunnen de reactie-enthalpieën van deze individuele reacties worden opgeteld om zo de standaard verbrandingsenthalpie van methaan te verkrijgen: :Δ<sub>c</sub>H(CH<sub>4</sub>)= 74,81 + ( ~~-393~~−393,51 ) + 2( ~~-285~~−285,83 ) = ~~-890~~−890,36 kJ/mol<br /> Te zien is dat de molaire verbrandingsenthalpie van methaan groter is dan die van waterstof, er komt bij verbranding van 1 mol methaan meer warmte vrij dan bij verbranding van 1 mol waterstof. Regel 45: In het vorige voorbeeld valt op dat de standaard verbrandingsenthalpie geen rekening houdt met de verdamping van het gevormde water. Verdamping zal plaatsvinden mits de lucht in de omgeving niet is verzadigd met water (zie [[verzadigingsdruk]]). :Δ<sub>c</sub>H<sup>Ø</sup>(CH<sub>4</sub>)= ~~-890~~−890,36 kJ/mol :Δ<sub>c</sub>H<sup>Ø</sup>(H<sub>2</sub>)= ~~-285~~−285,83 kJ/mol Als we beide gassen willen gebruiken om bv. een kamer te verhitten hebben we weinig aan de standaard verbrandingsenthalpie (''standard enthalpy of combustion'' Δ<sub>c</sub>H<sup>Ø</sup>) op zich. :H<sub>2</sub> (g) + ~~1/2~~½ O<sub>2</sub> (g) → H<sub>2</sub>O (g)~~<br />~~ :CH<sub>4</sub> (g) + 2 O<sub>2</sub> (g) → CO<sub>2</sub> (g) + 2 H<sub>2</sub>O (g)~~<br /><br />~~ We willen graag de enthalpies berekenen van bovenstaande reacties. Voor de verbranding van waterstof is deze gelijk aan de standaard vormingsenthalpie van waterdamp (Δ<sub>f</sub>H<sup>Ø</sup>(H<sub>2</sub>O(g))= ~~-241~~−241,82 kJ/mol). Voor methaan kunnen we twee wegen bewandelen. We kunnen de laatste standaard enthalpieberekening herhalen met in plaats van de vormingsenthalpie van water die van waterdamp (waardoor het natuurlijk geen standaard verbrandingsenthalpie meer is). :CH<sub>4</sub> (g) → C (s,grafiet) + 2 H<sub>2</sub> (g) ( Δ<sub>r</sub>H=-Δ−Δ<sub>f</sub>H(CH<sub>4</sub>)=74,81 kJ/mol) :C (s,grafiet) + O<sub>2</sub> (g) → CO<sub>2</sub> (g) ( Δ<sub>r</sub>H=Δ<sub>f</sub>H(CO<sub>2</sub>)=~~-393~~−393,51 kJ/mol) :2 H<sub>2</sub> (g) + O<sub>2</sub> (g) → 2 H<sub>2</sub>O (g) ( Δ<sub>r</sub>H=2Δ<sub>f</sub>H(H<sub>2</sub>O)= 2( ~~-241~~−241,82 ) kJ/mol ) Maar je kunt ook het volgende reactiepad kiezen. :CH<sub>4</sub> (g) + 2 O<sub>2</sub> (g) → CO<sub>2</sub> (g) + 2 H<sub>2</sub>O (l) ( Δ<sub>c</sub>H<sup>Ø</sup>(CH<sub>4</sub>)= ~~-890~~−890,36 kJ/mol ) :2 H<sub>2</sub>O (l) → 2 H<sub>2</sub>O (g) (2Δ<sub>vap</sub>H<sup>Ø</sup>= 2( 44,016 ) kJ/mol ) De enthalpie van de totaalreactie is dan.: :ΔH<sub>r</sub>= ~~-890~~−890,36 + 2(44,016) = ~~-802~~−802,33 kJ/mol ==Zie ook==

Chemische thermodynamica: verschil tussen versies