Reactie-enthalpie (of reactiewarmte, ΔH) meet de totale energie die vrijkomt of wordt geabsorbeerd tijdens een chemische reactie. Bij exotherme reacties komt warmte vrij (ΔH < 0), zoals bij verbranding of roest. Endotherme reacties absorberen warmte (ΔH > 0), zoals smeltend ijs of fotosynthese. Enthalpie staat centraal bij het begrijpen van reactie-energetica en het voorspellen of reacties spontaan zullen zijn.
De formule
Met behulp van de wet van Hess:
ΔH_reaction = Σ ΔH_f(products) - Σ ΔH_f(reactants)
Waarbij ΔH_f de standaardvormingsenthalpie is (energie om 1 mol stof te vormen uit elementen in de standaardtoestand).
Of uit experimentele gegevens:
ΔH = q / n
Waarbij q de geabsorbeerde/vrijgegeven warmte is (in joule) en n het aantal mol beperkend reagens is.
Uitgewerkt voorbeeld
Bereken enthalpie voor: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
Gebruikmakend van standaard vormingsenthalpieën (bij 25°C):
- ΔH_f(H₂) = 0 kJ/mol
- ΔH_f(O₂) = 0 kJ/mol
- ΔH_f(H₂O) = -285,8 kJ/mol
ΔH_reaction = [2 × (-285.8)] - [2 × 0 + 1 × 0]
= -571.6 - 0
= -571.6 kJ/mol
Dit is een zeer exotherme reactie: bij het verbranden van waterstof komt 571,6 kJ vrij per mol verbruikte zuurstof.
Soorten reacties
| Type | ΔH | Voorbeeld |
|---|---|---|
| Exotherm | < 0 | Verbranding, neutralisatie, bevriezing |
| Endotherm | > 0 | Smelten, oplossen, fotosynthese |
| Thermoneutraal | ≈ 0 | Faseveranderingen bij evenwicht |
Spontaniteit en ΔG
Enthalpie alleen bepaalt niet of een reactie spontaan is. De vrije energie van Gibbs combineert enthalpie en entropie:
ΔG = ΔH - TΔS
Een reactie is spontaan wanneer ΔG < 0. Een exotherme reactie met negatieve ΔH is waarschijnlijker spontaan, maar entropie (ΔS) is ook van belang.
Calorimetrie
Experimenteel wordt enthalpie gevonden door de warmteafgifte in een calorimeter te meten:
q = m × c × ΔT
Waar m massa is, is c de soortelijke warmtecapaciteit en ΔT de temperatuurverandering. De reactie-enthalpie is -q (negatief omdat de warmte die vrijkomt bij de reactie wordt geabsorbeerd door de calorimeter).
Tips
Bedenk dat de vormingsenthalpieën van elementen in hun standaardtoestand per definitie nul zijn. Let bij het opzoeken van waarden op de toestand (vast, vloeibaar, gas) - verschillende toestanden hebben verschillende enthalpieën. Wees ook voorzichtig met tekenconventies: negatieve ΔH betekent warmte die wordt afgegeven aan de omgeving.
Gebruik onze [Reaction Enthalpie Calculator] (/en/practical/chemistry/reaction-enthalpie-calc) om de reactie-enthalpie direct te berekenen op basis van formatie-enthalpieën.