The Laws of Thermochemistry

Thermochemische vergelijkingen zijn net als andere evenwichtige vergelijkingen, behalve dat ze ook de warmtestroom voor de reactie specificeren. De warmtestroom wordt rechts van de vergelijking weergegeven met het symbool ΔH. De meest voorkomende eenheden zijn kilojoule, kJ. Hier zijn twee thermochemische vergelijkingen:

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); Ah = -285,8 kJ

HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (G); ΔH = +90,7 kJ

Thermochemische vergelijkingen schrijven

Houd bij het schrijven van thermochemische vergelijkingen rekening met de volgende punten:

1. Coëfficiënten verwijzen naar het aantal mol. Voor de eerste vergelijking is dus -282,8 kJ de Ah wanneer 1 mol H₂O (l) wordt gevormd uit 1 mol H₂ (g) en ½ mol O₂.
2. Enthalpie verandert voor een faseverandering, dus de enthalpie van een stof hangt ervan af of het een vaste stof, vloeistof of gas is. Zorg ervoor dat u de fase van de reactanten en producten specificeert met behulp van (s), (l) of (g) en zorg ervoor dat u de juiste ΔH opzoekt vanuit de hitte van de formatietafels. Het symbool (aq) wordt gebruikt voor soorten in een water (waterige) oplossing.
3. De enthalpie van een stof hangt af van de temperatuur. In het ideale geval moet u de temperatuur specificeren waarop een reactie wordt uitgevoerd. Als je naar een tabel met formaties kijkt, merk dan op dat de temperatuur van de ΔH wordt gegeven. Voor huiswerkproblemen en tenzij anders aangegeven, wordt aangenomen dat de temperatuur 25 ° C is. In de echte wereld kan de temperatuur anders zijn en kunnen thermochemische berekeningen moeilijker zijn.

Eigenschappen van thermo-chemische vergelijkingen

Bepaalde wetten of regels zijn van toepassing bij het gebruik van thermochemische vergelijkingen:

1. Ah is recht evenredig met de hoeveelheid van een stof die reageert of wordt geproduceerd door een reactie. Enthalpie is recht evenredig met massa. Daarom, als u de coëfficiënten in een vergelijking verdubbelt, wordt de waarde van ΔH vermenigvuldigd met twee. Bijvoorbeeld:
   1. H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); Ah = -285,8 kJ
   2. 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (l); Ah = -571,6 kJ
2. ΔH voor een reactie is gelijk in grootte maar tegengesteld in teken aan ΔH voor de omgekeerde reactie. Bijvoorbeeld:
   1. HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (G); ΔH = +90,7 kJ
   2. Hg (l) + ½ O₂ (l) → HgO (s); Ah = -90,7 kJ
   3. Deze wet wordt gewoonlijk toegepast op faseveranderingen, hoewel het waar is wanneer u een thermochemische reactie omkeert.
3. ΔH is onafhankelijk van het aantal betrokken stappen. Deze regel wordt genoemd Hess's wet. Er staat dat Ah voor een reactie hetzelfde is, of deze nu in één stap of in een reeks stappen plaatsvindt. Een andere manier om ernaar te kijken is te onthouden dat ΔH een staatseigenschap is, dus moet het onafhankelijk zijn van het pad van een reactie.
   1. Als reactie (1) + reactie (2) = reactie (3), dan ΔH₃ = ΔH₁ + AH₂