Loading
Elke reactie gaat gepaard met een energie-effect: exotherme reacties staan energie af, endotherme nemen die op, en de reactie-enthalpie ΔH kwantificeert dit. Je leert ΔH bepalen uit vormings- of bindingsenergieën en met de wet van Hess, en warmte-effecten berekenen met calorimetrie — steeds vanuit het behoud van energie en van massa.
3 Onderdelen~9 min leestijd3 VaardighedenNiveau Basis 1 · Standaard 2
basisniveau
Voor het CE reken je met vormings- en verbrandingswarmten (BINAS) en met Q = m·c·ΔT.
verhoogd niveau
In de profielverdieping combineer je de wet van Hess en bindingsenergieën en leid je ΔH langs meerdere routes af.
Leesdiepte: Verdieping
Tekstgrootte: Standaard
Energiediagram van een exotherme reactie
Teken van de reactie-enthalpie
ΔH is de energie van de producten min die van de reactanten; negatief betekent dat energie is afgestaan.
De producten van een reactie liggen 200 kJ lager in energie dan de reactanten. Geef ΔH en benoem het type reactie.
ΔH = energie(producten) − energie(reactanten); de producten liggen 200 kJ lager.
Lager betekent een negatief verschil: ΔH = −200 kJ.
Een negatieve ΔH hoort bij een exotherme reactie: er is 200 kJ aan warmte afgestaan aan de omgeving.
Resultaat: ΔH = −200 kJ; de reactie is exotherm.
Veelgemaakte fouten
Actieve herhaling
Bij een reactie ligt de energie van de producten 200 kJ lager dan die van de reactanten. Geef het teken en de waarde van ΔH en benoem of de reactie exotherm of endotherm is.
Actief ophalen
Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.
Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — energie en behoud (College voor Toetsen en Examens (CvTE))
Hess-cyclus met vormingsenthalpieën
Wet van Hess met vormingsenthalpieën
De reactie-enthalpie is de som van de vormingsenthalpieën van de producten min die van de reactanten, met coëfficiënten.
Bereken ΔH voor CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O met ΔH_f(CH₄) = −75, ΔH_f(CO₂) = −394 en ΔH_f(H₂O) = −286 kJ/mol.
Σ ΔH_f(producten) = ΔH_f(CO₂) + 2 × ΔH_f(H₂O) = −394 + 2 × (−286) = −966 kJ.
Σ ΔH_f(reactanten) = ΔH_f(CH₄) + 2 × ΔH_f(O₂) = −75 + 2 × 0 = −75 kJ (O₂ is een element).
ΔH_r = −966 − (−75) = −891 kJ per mol methaan.
Resultaat: ΔH = −891 kJ/mol; de verbranding van methaan is sterk exotherm.
Veelgemaakte fouten
Actieve herhaling
Bereken ΔH voor CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O met ΔH_f(CH₄) = −75 kJ/mol, ΔH_f(CO₂) = −394 kJ/mol en ΔH_f(H₂O) = −286 kJ/mol (O₂ is een element).
Actief ophalen
Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.
Bronnen: BINAS informatieboek — tabel 56/57 (vormings- en verbrandingswarmten) (College voor Toetsen en Examens (CvTE))
Stookwaarde van brandstoffen
Calorimetrie
De warmte die het water opneemt is gelijk aan de warmte die de reactie afgeeft; delen door mol geeft de molaire enthalpie.
Bij verbranding van 0,50 g ethanol stijgt 200 g water 16 °C in temperatuur. Bereken de molaire verbrandingswarmte (c = 4,18 J·g⁻¹·°C⁻¹, M = 46 g/mol).
Q = m·c·ΔT = 200 × 4,18 × 16 = 1,34·10⁴ J ≈ 13,4 kJ opgenomen door het water.
n = m/M = 0,50 / 46 = 0,0109 mol ethanol.
ΔH = −Q/n = −13,4 / 0,0109 ≈ −1,2·10³ kJ/mol (afgerond, exclusief warmteverlies).
Resultaat: De gemeten molaire verbrandingswarmte is ongeveer −1,2·10³ kJ/mol; door warmteverlies is dit een ondergrens van de werkelijke waarde.
Veelgemaakte fouten
Actieve herhaling
Bij verbranding van 0,50 g ethanol stijgt de temperatuur van 200 g water met 16 °C. Bereken de vrijgekomen warmte (c_water = 4,18 J·g⁻¹·°C⁻¹) en de molaire verbrandingswarmte (M(ethanol) = 46 g/mol).
Actief ophalen
Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.
Bronnen: BINAS informatieboek — tabel 57 (verbrandingswarmten) en 11 (soortelijke warmte) (College voor Toetsen en Examens (CvTE))
Referenties en bronnen
College voor Toetsen en Examens (CvTE)