Samenvattingen · ScheikundeNL · VWO

Energieberekeningen en behoudswetten

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

T·0777 / 16

Examenprofiel

Exotherme en endotherme reacties onderscheiden en de reactie-enthalpie ΔH interpreterenΔH berekenen uit vormingsenthalpieën, met de wet van Hess of uit bindingsenergieënWarmte-effecten berekenen (Q = m·c·ΔT) en behoud van energie en massa toepassen

Operatoren:berekenleg uitverklaartoon aanleid af

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.

Diepte

Tekst

Inhoud · 3 onderdelen

Energieberekeningen en behoudswetten

Energie-effecten van reacties#

Basisexothermendothermreactie-enthalpie

Energiediagram van een exotherme reactie

Afb. 1Afb. 1 — Reactieprofiel van een exotherme reactie: de producten liggen lager dan de reactanten (ΔH < 0); de piek is de activeringsenergie.

Bij elke reactie worden bindingen verbroken (dat kost energie) en nieuwe bindingen gevormd (dat levert energie op). Het netto-effect bepaalt of de reactie warmte afgeeft of opneemt. Een exotherme reactie geeft energie af aan de omgeving (de omgeving wordt warmer); een endotherme reactie neemt energie op uit de omgeving (die wordt kouder). Verbranding is sterk exotherm, het oplossen van sommige zouten is endotherm — de basis van een koudekompres.

De reactie-enthalpie ΔH kwantificeert dit energie-effect bij constante druk. Volgens afspraak is ΔH negatief voor een exotherme reactie (de producten bevatten minder energie dan de reactanten, het verschil is afgestaan) en positief voor een endotherme reactie (de producten bevatten méér energie). Deze tekenafspraak is cruciaal en wordt vaak fout gedaan: exotherm ↔ ΔH < 0, endotherm ↔ ΔH > 0. Het energiediagram (afbeelding 1) maakt dit visueel: bij exotherm liggen de producten lager dan de reactanten.

Het reactieprofiel toont naast ΔH ook de activeringsenergie: een energieberg die de reactanten eerst moeten overwinnen voordat ze tot producten kunnen reageren. Dat verklaart waarom een sterk exotherme reactie (zoals de verbranding van benzine) toch een vonk nodig heeft om te starten — het energetisch gunstige eindpunt zegt niets over de snelheid. De activeringsenergie komt uitgebreid terug bij de reactiekinetiek; hier gaat het om het verschil in energie tussen begin en eind, dat wil zeggen ΔH.

Achter dit alles staan twee behoudswetten. De wet van behoud van energie stelt dat energie niet verloren gaat maar alleen van vorm verandert: de chemische energie die vrijkomt, verschijnt als warmte (en soms licht of arbeid). De wet van behoud van massa stelt dat de totale massa vóór en na de reactie gelijk is: er komen geen atomen bij of gaan verloren. Beide wetten zijn de fundamenten waarop kloppende vergelijkingen en energiebalansen rusten.

\Delta H < 0 \ (\text{exotherm}) \qquad \Delta H > 0 \ (\text{endotherm})

Teken van de reactie-enthalpie

ΔH is de energie van de producten min die van de reactanten; negatief betekent dat energie is afgestaan.

Uitgewerkt voorbeeld

Teken en waarde van ΔH

De producten van een reactie liggen 200 kJ lager in energie dan de reactanten. Geef ΔH en benoem het type reactie.

Definitie toepassen
ΔH = energie(producten) − energie(reactanten); de producten liggen 200 kJ lager.
Teken bepalen
Lager betekent een negatief verschil: ΔH = −200 kJ.
Type benoemen
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

Het teken van ΔH omdraaien: exotherm hoort bij ΔH < 0, endotherm bij ΔH > 0.
De activeringsenergie en de reactie-enthalpie verwarren; de eerste is de energieberg, de tweede het verschil tussen begin en eind.

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))

Enthalpieberekeningen: Hess en bindingsenergie#

Standaardvormingsenthalpiewet van Hessbindingsenergie

Hess-cyclus met vormingsenthalpieën

Afb. 2Afb. 2 — De wet van Hess: de directe reactie (ΔH_r) en de omweg via de elementen (vormingsenthalpieën) leveren dezelfde enthalpieverandering.

Omdat enthalpie een toestandsfunctie is, hangt ΔH alleen af van begin- en eindtoestand, niet van de weg ertussen. Dat is de kern van de wet van Hess: je mag een reactie in gedachten opdelen in tussenstappen, en de ΔH van het geheel is de som van de ΔH's van de stappen (afbeelding 2). Zo bereken je een moeilijk te meten reactie-enthalpie via een omweg langs reacties waarvan de ΔH wél bekend is.

De meest gebruikte omweg loopt via de vormingsenthalpieën. De vormingsenthalpie ΔH_f van een stof is de reactie-enthalpie voor de vorming van die stof uit de elementen in hun standaardvorm; BINAS geeft deze waarden. Met de wet van Hess volgt dan de handige formule:

\Delta H_r = \sum \Delta H_f(\text{producten}) - \sum \Delta H_f(\text{reactanten})

, elk vermenigvuldigd met de coëfficiënt uit de vergelijking. De vormingsenthalpie van een element in standaardvorm is per definitie nul.

Een tweede route loopt via bindingsenergieën. Het verbreken van een binding kost energie (endotherm), het vormen levert energie op (exotherm). Bij benadering geldt

\Delta H \approx \sum E_{\text{verbroken bindingen}} - \sum E_{\text{gevormde bindingen}}

. Deze methode is een schatting omdat bindingsenergieën gemiddelden zijn, maar ze maakt inzichtelijk wáár het energie-effect vandaan komt: uit het verschil tussen de sterkte van de oude en de nieuwe bindingen.

De keuze van de methode hangt af van de gegevens: staan er vormingsenthalpieën in de tabel, gebruik dan de Hess-formule; staan er bindingsenergieën, gebruik dan de bindingsmethode. Beide leunen op de wet van Hess. Let bij het invullen scherp op de coëfficiënten (twee mol water levert twee keer de vormingsenthalpie) en op de tekens — de meest gemaakte fout is producten en reactanten omdraaien in de formule.

\Delta H_r = \sum \Delta H_f(\text{producten}) - \sum \Delta H_f(\text{reactanten})

Wet van Hess met vormingsenthalpieën

De reactie-enthalpie is de som van de vormingsenthalpieën van de producten min die van de reactanten, met coëfficiënten.

Uitgewerkt voorbeeld

Verbrandingsenthalpie van methaan

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.

Producten optellen
Σ ΔH_f(producten) = ΔH_f(CO₂) + 2 × ΔH_f(H₂O) = −394 + 2 × (−286) = −966 kJ.
Reactanten optellen
Σ ΔH_f(reactanten) = ΔH_f(CH₄) + 2 × ΔH_f(O₂) = −75 + 2 × 0 = −75 kJ (O₂ is een element).
Hess-formule
ΔH_r = −966 − (−75) = −891 kJ per mol methaan.
$\Delta H_r = -966 - (-75) = -891\ \mathrm{kJ}$

Resultaat: ΔH = −891 kJ/mol; de verbranding van methaan is sterk exotherm.

Veelgemaakte fouten

In de Hess-formule reactanten en producten omdraaien; het is producten min reactanten.
De coëfficiënten vergeten, zodat een stof die tweemaal voorkomt maar één keer wordt meegeteld.

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 en calorimetrie#

Standaardverbrandingswarmtestookwaardecalorimetrie

Stookwaarde van brandstoffen

Afb. 3Afb. 3 — Stookwaarde per kilogram van enkele brandstoffen; waterstof levert per massa de meeste energie.

De stookwaarde (verbrandingswarmte) is de hoeveelheid warmte die vrijkomt bij de volledige verbranding van een bepaalde hoeveelheid brandstof, uitgedrukt per gram, per kilogram of per mol. Ze bepaalt hoeveel energie een brandstof levert en is daarmee een sleutelgetal bij de keuze van energiedragers. Afbeelding 3 vergelijkt de stookwaarde per kilogram van enkele brandstoffen: waterstof springt eruit met de hoogste waarde per massa, wat het aantrekkelijk maakt als schone energiedrager.

In het lab meet je warmte-effecten met calorimetrie: de warmte die een reactie afgeeft, wordt opgenomen door een bekende massa (meestal water) waarvan de temperatuurstijging je meet. De grondformule is

Q = m \cdot c \cdot \Delta T

, met Q de warmte (J), m de massa (g), c de soortelijke warmte (voor water 4,18 J·g⁻¹·°C⁻¹) en ΔT de temperatuurverandering. Uit de gemeten temperatuurstijging bereken je zo de vrijgekomen warmte terug.

Om van de gemeten warmte naar de molaire reactie-enthalpie te komen, deel je Q door het aantal mol reagerende stof:

\Delta H = -Q / n

(het minteken omdat de door de reactie afgegeven warmte door het water wordt opgenomen). Zo koppel je een praktijkmeting aan de tabelwaarde. Een goede calorimeter is geïsoleerd om warmteverlies naar de omgeving te beperken; in de praktijk is de gemeten waarde daardoor iets lager dan de werkelijke.

Deze rekenlijn — van temperatuurstijging naar warmte (Q = m·c·ΔT) naar molaire enthalpie (ΔH = −Q/n) — is een terugkerend examenonderwerp waarin meerdere vaardigheden samenkomen: eenheden omrekenen, met mol werken en tekens correct hanteren. Let op dat de massa in Q de massa van het opgewarmde water is (niet van de brandstof), en dat je aan het eind door het aantal mol verbrande brandstof deelt.

Q = m \cdot c \cdot \Delta T \qquad \Delta H = -\dfrac{Q}{n}

Calorimetrie

De warmte die het water opneemt is gelijk aan de warmte die de reactie afgeeft; delen door mol geeft de molaire enthalpie.

Uitgewerkt voorbeeld

Molaire verbrandingswarmte uit calorimetrie

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).

Warmte berekenen
Q = m·c·ΔT = 200 × 4,18 × 16 = 1,34·10⁴ J ≈ 13,4 kJ opgenomen door het water.
$Q = 200 \times 4{,}18 \times 16 = 1{,}34\cdot 10^4\ \mathrm{J}$
Mol ethanol
n = m/M = 0,50 / 46 = 0,0109 mol ethanol.
Molaire enthalpie
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

In Q = m·c·ΔT de massa van de brandstof invullen in plaats van de massa van het opgewarmde water.
Vergeten door het aantal mol te delen bij het omrekenen naar de molaire enthalpie, of het minteken vergeten.

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

Bronnen

College voor Toetsen en Examens (CvTE)

Examenprogramma scheikunde VWO — energie en behoud

Energieberekeningen en behoudswetten

3 Onderdelen~9 min leestijd3 VaardighedenNiveau Basis 1 · Standaard 2

Energieberekeningen en behoudswetten

Kernpunten

Teken en waarde van ΔH

Kernpunten

Verbrandingsenthalpie van methaan

Kernpunten

Molaire verbrandingswarmte uit calorimetrie

Bronnen

Energieberekeningen en behoudswetten

Kernpunten

Teken en waarde van ΔH

Kernpunten

Verbrandingsenthalpie van methaan

Kernpunten

Molaire verbrandingswarmte uit calorimetrie

Bronnen