2.1 Entalpi og reaksjonsvarme | Kjemi 2

Termokjemi, entalpibegrepet, eksoterme og endoterme reaksjoner, standard dannelsesentalpi og Hess' lov.

70 min

18 oppgaver

TermokjemiEntalpi (H)Eksoterme reaksjonerEndoterme reaksjonerStandard dannelsesentalpiHess' lovBindingsentalpierKalorimetri

Din fremgang i kapitlet

0 / 18 oppgaver

Termokjemi og energiforandringer

Termokjemi er læren om energiforandringer som skjer under kjemiske reaksjoner. Alle kjemiske reaksjoner innebærer en overføring av energi, vanligvis i form av varme.

Energi i kjemiske reaksjoner

Når kjemiske bindinger brytes og dannes, endres systemets energiinnhold:
- Brytning av bindinger krever energi (endotermt)
- Dannelse av bindinger frigjør energi (eksotermt)

Netto energiforandring bestemmer om reaksjonen totalt sett frigjør eller absorberer energi.

System og omgivelser

I termokjemi skiller vi mellom:
- System: Den delen av universet vi studerer (reaksjonsblandingen)
- Omgivelser: Alt utenfor systemet

Første termodynamiske lov: Energi kan verken skapes eller ødelegges, bare omformes.

$\Delta U_{\text{univers}} = \Delta U_{\text{system}} + \Delta U_{\text{omgivelser}} = 0$

Entalpibegrepet (H)

Entalpi (H) er et mål på systemets totale energiinnhold ved konstant trykk. Vi kan ikke måle absolutt entalpi, men vi kan måle entalpiforandring (ΔH).

Entalpiforandring (ΔH)

$\Delta H = H_{\text{produkter}} - H_{\text{reaktanter}}$

Fortegn:
- ΔH < 0: Eksotermreaksjon (frigjør varme)
- ΔH > 0: Endotermreaksjon (absorberer varme)

Standard entalpiforandring (ΔH°)

Målt under standardbetingelser:
- Trykk: 1 bar (≈ 1 atm)
- Temperatur: 25°C (298 K)
- Konsentrasjon: 1 M for løsninger
- Stoffene i sin mest stabile form

Enhet: kJ/mol (kilojoule per mol)

Eksoterme og endoterme reaksjoner

Eksoterme reaksjoner (ΔH < 0)

Reaksjoner som frigjør energi til omgivelsene:

Eksempler:
- Forbrenning: $\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \to \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$ (ΔH° = -890 kJ/mol)
- Nøytralisering: $\text{HCl} + \text{NaOH} \to \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$ (ΔH° = -57 kJ/mol)
- Respirasjon: $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6\text{O}_2 \to 6\text{CO}_2 + 6\text{H}_2\text{O}$ (ΔH° = -2800 kJ/mol)

Energidiagram for eksotermreaksjon:

Energi
↑
│ Reaktanter
│ ────────
│ \
│ \ Aktiveringsenergi
│ \
│ ▼
│ Produkter
│ ─────────
│
│◄─ ΔH < 0 ─►
└────────────────────► Reaksjonsforløp

Produktene har lavere energi enn reaktantene. Overskuddsenergien frigjøres som varme.

Endoterme reaksjoner (ΔH > 0)

Reaksjoner som absorberer energi fra omgivelsene:

Eksempler:
- Fotosyntese: $6\text{CO}_2 + 6\text{H}_2\text{O} \to \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6\text{O}_2$ (ΔH° = +2800 kJ/mol)
- Dekomponering: $2\text{H}_2\text{O} \to 2\text{H}_2 + \text{O}_2$ (ΔH° = +572 kJ/mol)
- Smelting av is: $\text{H}_2\text{O}_{(s)} \to \text{H}_2\text{O}_{(l)}$ (ΔH° = +6,0 kJ/mol)

Energidiagram for endotermreaksjon:

Energi
↑
│ Produkter
│ ─────────
│ ▲
│ / Aktiveringsenergi
│ /
│ /
│ Reaktanter
│ ────────
│
│◄─ ΔH > 0 ─►
└────────────────────► Reaksjonsforløp

Produktene har høyere energi enn reaktantene. Energi må tilføres for at reaksjonen skal skje.

✏️Eksempel 1: Eksoterm eller endoterm?

Bestem om følgende reaksjoner er eksoterme eller endoterme:

a) $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \to 2\text{H}_2\text{O}$ (ΔH° = -484 kJ)
b) $\text{N}_2 + \text{O}_2 \to 2\text{NO}$ (ΔH° = +181 kJ)
c) $\text{C} + \text{O}_2 \to \text{CO}_2$ (ΔH° = -394 kJ)

Forklar hva fortegnet betyr i hver reaksjon.

Løsning:

a) ΔH° = -484 kJ → Eksotermreaksjon
- Negativt fortegn betyr at reaksjonen frigjør energi
- 484 kJ varme frigjøres når 2 mol H₂O dannes
- Dette er forbrenning av hydrogen (svært energirik)

b) ΔH° = +181 kJ → Endotermreaksjon
- Positivt fortegn betyr at reaksjonen absorberer energi
- 181 kJ energi må tilføres for å danne 2 mol NO
- Skjer ved høye temperaturer (f.eks. i lynnedslag)

c) ΔH° = -394 kJ → Eksotermreaksjon
- Negativt fortegn → frigjør energi
- 394 kJ varme frigjøres når 1 mol C forbrennes til CO₂
- Dette er forbrenning av karbon (kull)

Huskeregel: Negativ ΔH = frigjør varme (eksoterm), positiv ΔH = absorberer varme (endoterm)

Standard dannelsesentalpi (ΔH°f)

Standard dannelsesentalpi (ΔH°f) er entalpiforandringen når 1 mol av en forbindelse dannes fra sine grunnstoffer i standardtilstand.

Definisjon

$\Delta H_f^\circ = \text{Entalpiforandring når 1 mol forbindelse dannes fra grunnstoffer}$

Viktig konvensjon:
- Grunnstoffer i sin mest stabile form har ΔH°f = 0 kJ/mol
- Eksempler: O₂(g), N₂(g), C(grafit), H₂(g), Br₂(l)

Tabell: Standard dannelsesentalpier (25°C)

Forbindelse	Formel	ΔH°f (kJ/mol)
Vann (flytende)	H₂O(l)	-286
Vann (gass)	H₂O(g)	-242
Karbondioksid	CO₂(g)	-394
Karbonmonoksid	CO(g)	-111
Metan	CH₄(g)	-75
Etan	C₂H₆(g)	-85
Propan	C₃H₈(g)	-104
Ammoniakk	NH₃(g)	-46
Nitrogendioksid	NO₂(g)	+33
Nitrogenmonoksid	NO(g)	+90
Svovelsyre	H₂SO₄(l)	-814
Glukose	C₆H₁₂O₆(s)	-1273
Etanol	C₂H₅OH(l)	-278
Metanol	CH₃OH(l)	-239

Merk: Negative verdier betyr at dannelsen er eksotermreaksjon (de fleste forbindelser).

Beregning av reaksjonsvarme fra ΔH°f

For å beregne standard reaksjonsvarme (ΔH°r) bruker vi:

$\Delta H_r^\circ = \sum \Delta H_f^\circ(\text{produkter}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{reaktanter})$

Eller mer detaljert:

$\Delta H_r^\circ = \left[ \sum n \cdot \Delta H_f^\circ(\text{produkter}) \right] - \left[ \sum m \cdot \Delta H_f^\circ(\text{reaktanter}) \right]$

hvor n og m er støkiometriske koeffisienter.

Fremgangsmåte:
1. Skriv balansert likning
2. Slå opp ΔH°f for alle forbindelser
3. Multipliser med koeffisienter
4. Produkter minus reaktanter

✏️Eksempel 2: Beregning med ΔH°f

Beregn standard reaksjonsvarme for forbrenning av metan:

$\text{CH}_4(g) + 2\text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(l)$

Gitt:
- ΔH°f(CH₄) = -75 kJ/mol
- ΔH°f(CO₂) = -394 kJ/mol
- ΔH°f(H₂O) = -286 kJ/mol
- ΔH°f(O₂) = 0 kJ/mol (grunnstoff)

Løsning:

Steg 1: Identifiser produkter og reaktanter med koeffisienter

Produkter: 1 mol CO₂ + 2 mol H₂O
Reaktanter: 1 mol CH₄ + 2 mol O₂

Steg 2: Beregn sum for produkter

$\sum \Delta H_f^\circ(\text{produkter}) = 1 \cdot (-394) + 2 \cdot (-286)$
$= -394 + (-572) = -966 \ \text{kJ}$

Steg 3: Beregn sum for reaktanter

$\sum \Delta H_f^\circ(\text{reaktanter}) = 1 \cdot (-75) + 2 \cdot (0)$
$= -75 + 0 = -75 \ \text{kJ}$

Steg 4: Beregn ΔH°r

$\Delta H_r^\circ = -966 - (-75) = -966 + 75 = -891 \ \text{kJ}$

Svar: ΔH°r = -891 kJ (eksotermreaksjon)

Dette betyr at 891 kJ varme frigjøres når 1 mol metan forbrennes.

Hess' lov

Hess' lov sier at den totale entalpiforandringen i en reaksjon er uavhengig av veien reaksjonen tar, bare av start- og sluttpunkt.

Prinsipp

Hvis en reaksjon kan uttrykkes som summen av flere delreaksjoner, er:

$\Delta H_{\text{total}} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 + \ldots$

Bruk av Hess' lov

Hess' lov er nyttig når ΔH for en reaksjon ikke kan måles direkte:

Regler for manipulering av likninger:
1. Reversere reaksjon: Bytt fortegn på ΔH
2. Multiplisere reaksjon: Multipliser ΔH med samme faktor
3. Addere reaksjoner: Adder ΔH-verdiene

Eksempel på anvendelse:

Vi ønsker å finne ΔH for:
$\text{C}(s) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \to \text{CO}(g) \ \ \ \ \Delta H = ?$

Men vi kjenner:
1. $\text{C}(s) + \text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g)$ (ΔH₁ = -394 kJ)
2. $\displaystyle \text{CO}(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g)$ (ΔH₂ = -283 kJ)

Hvis vi reverserer reaksjon 2:
$\text{CO}_2(g) \to \text{CO}(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \ \ \ \ \Delta H = +283 \ \text{kJ}$

Adderer med reaksjon 1:
$\text{C}(s) + \text{O}_2(g) + \text{CO}_2(g) \to \text{CO}_2(g) + \text{CO}(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g)$

Forenkler (strøker like stoffer på begge sider):
$\text{C}(s) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \to \text{CO}(g)$

$\Delta H = -394 + 283 = -111 \ \text{kJ}$

✏️Eksempel 3: Bruk av Hess' lov

Bruk Hess' lov til å beregne ΔH for reaksjonen:

$2\text{C}(s) + \text{H}_2(g) \to \text{C}_2\text{H}_2(g)$

Gitt følgende reaksjoner:
1. $\displaystyle \text{C}_2\text{H}_2(g) + \frac{5}{2}\text{O}_2(g) \to 2\text{CO}_2(g) + \text{H}_2\text{O}(l)$ (ΔH₁ = -1300 kJ)
2. $\text{C}(s) + \text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g)$ (ΔH₂ = -394 kJ)
3. $\displaystyle \text{H}_2(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \to \text{H}_2\text{O}(l)$ (ΔH₃ = -286 kJ)

Løsning:

Målreaksjon:
$2\text{C}(s) + \text{H}_2(g) \to \text{C}_2\text{H}_2(g)$

Strategi: Manipuler de gitte reaksjonene slik at de summerer til målreaksjonen.

Steg 1: Analyser hva vi trenger
- Produkter: C₂H₂ (trenger 1 mol på produktsiden)
- Reaktanter: 2C + H₂ (trenger disse på reaktantsiden)

Steg 2: Reverser reaksjon 1 (for å få C₂H₂ på produktside)
$2\text{CO}_2(g) + \text{H}_2\text{O}(l) \to \text{C}_2\text{H}_2(g) + \frac{5}{2}\text{O}_2(g)$
$\Delta H = +1300 \ \text{kJ}$

Steg 3: Multipliser reaksjon 2 med 2 (for å få 2C)
$2\text{C}(s) + 2\text{O}_2(g) \to 2\text{CO}_2(g)$
$\Delta H = 2 \times (-394) = -788 \ \text{kJ}$

Steg 4: Bruk reaksjon 3 som den er
$\text{H}_2(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \to \text{H}_2\text{O}(l)$
$\Delta H = -286 \ \text{kJ}$

Steg 5: Addér alle tre:
$2\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} + 2\text{C} + 2\text{O}_2 + \text{H}_2 + \frac{1}{2}\text{O}_2 \to \text{C}_2\text{H}_2 + \frac{5}{2}\text{O}_2 + 2\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$

Steg 6: Forenkle (stryk like stoffer)
$2\text{C}(s) + \text{H}_2(g) \to \text{C}_2\text{H}_2(g)$

Steg 7: Beregn total ΔH
$\Delta H = +1300 + (-788) + (-286) = +226 \ \text{kJ}$

Svar: ΔH = +226 kJ (endotermreaksjon)

Dannelsen av acetylen fra grunnstoffer krever energitilførsel.

Bindingsentalpier

Bindingsentalpi er energien som kreves for å bryte 1 mol av en bestemt binding i gassfase.

Definisjon

Bindingsentalpi er alltid positiv (endoterm) fordi det krever energi å bryte bindinger.

Eksempel:
$\text{H}_2(g) \to 2\text{H}(g) \ \ \ \ \Delta H = +436 \ \text{kJ/mol}$

Bindingsentalpien for H-H er 436 kJ/mol.

Tabell: Gjennomsnittlige bindingsentalpier

Binding	Bindingsentalpi (kJ/mol)
H-H	436
O=O	498
N≡N	945
C-H	413
C-C	348
C=C	614
C≡C	839
C-O	358
C=O	799
O-H	463
N-H	391
Cl-Cl	242
H-Cl	431

Merk: Dette er gjennomsnittsverdier. Eksakte verdier varierer med molekylær kontekst.

Beregning av ΔH fra bindingsentalpier

\Delta H_r = \sum E_{\text{brutte}} - \sum E_{\text{dannede}}

Fremgangsmåte:
1. Tell alle bindinger som brytes i reaktantene (positiv)
2. Tell alle bindinger som dannes i produktene (negativ)
3. Beregn differansen

✏️Eksempel 4: Beregning med bindingsentalpier

Beregn ΔH for forbrenning av metan ved hjelp av bindingsentalpier:

$\text{CH}_4(g) + 2\text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(g)$

Gitt bindingsentalpier:
- C-H: 413 kJ/mol
- O=O: 498 kJ/mol
- C=O: 799 kJ/mol
- O-H: 463 kJ/mol

Løsning:

Steg 1: Tegn strukturformler og tell bindinger

Reaktanter:
- CH₄: 4 × C-H bindinger
- 2O₂: 2 × O=O bindinger

Produkter:
- CO₂: 2 × C=O bindinger (dobbeltbindinger)
- 2H₂O: 4 × O-H bindinger (2 per H₂O)

Steg 2: Beregn energi for brutte bindinger (reaktanter)

$E_{\text{brutte}} = 4 \times 413 + 2 \times 498$
$= 1652 + 996 = 2648 \ \text{kJ}$

Steg 3: Beregn energi for dannede bindinger (produkter)

$E_{\text{dannede}} = 2 \times 799 + 4 \times 463$
$= 1598 + 1852 = 3450 \ \text{kJ}$

Steg 4: Beregn ΔH

$\Delta H = E_{\text{brutte}} - E_{\text{dannede}}$
$= 2648 - 3450 = -802 \ \text{kJ}$

Svar: ΔH ≈ -802 kJ (eksotermreaksjon)

Tolkning:
- Det kreves 2648 kJ å bryte bindingene i reaktantene
- Det frigjøres 3450 kJ når produktbindingene dannes
- Netto frigjøres 802 kJ (eksotermreaksjon)

Merk: Dette er en tilnærming. Eksakt verdi med ΔH°f ga -891 kJ (Eksempel 2).

✏️Eksempel 5: Sammenligning av metoder

En student vil beregne ΔH for reaksjonen:

$\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \to 2\text{NH}_3(g)$

Metode A: Bruk ΔH°f(NH₃) = -46 kJ/mol

Metode B: Bruk bindingsentalpier:
- N≡N: 945 kJ/mol
- H-H: 436 kJ/mol
- N-H: 391 kJ/mol

Hvilken metode gir mest nøyaktig svar? Beregn med begge metoder.

Løsning:

Metode A: Bruk av ΔH°f

$\Delta H_r^\circ = \sum \Delta H_f^\circ(\text{produkter}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{reaktanter})$

Reaktanter: N₂ og H₂ er grunnstoffer → ΔH°f = 0
Produkter: 2 mol NH₃

$\Delta H_r^\circ = 2 \times (-46) - 0 = -92 \ \text{kJ}$

Metode B: Bruk av bindingsentalpier

Bindinger brutt:
- 1 × N≡N = 945 kJ
- 3 × H-H = 3 × 436 = 1308 kJ
- Totalt: 945 + 1308 = 2253 kJ

Bindinger dannet:
- 2NH₃ har totalt 6 × N-H bindinger
- 6 × N-H = 6 × 391 = 2346 kJ

$\Delta H = 2253 - 2346 = -93 \ \text{kJ}$

Sammenligning:
- Metode A: -92 kJ (eksakt)
- Metode B: -93 kJ (tilnærming)

Konklusjon:
Metode A er mest nøyaktig fordi:
1. ΔH°f-verdier er eksperimentelt bestemt for spesifikke forbindelser
2. Bindingsentalpier er gjennomsnittsverdier
3. Bindingsstyrke varierer med molekylær kontekst

Når brukes hver metode?
- Metode A (ΔH°f): Når verdier er tilgjengelige (mest nøyaktig)
- Metode B (bindingsentalpier): Når ΔH°f ikke er kjent, eller for estimering

Oppsummering

Entalpi (H)

- Mål på systemets totale energiinnhold ved konstant trykk
- ΔH = Hprodukter - Hreaktanter
- Enhet: kJ/mol

Eksoterme vs endoterme reaksjoner

- Eksotermreaksjon: ΔH < 0 (frigjør varme)
- Endotermreaksjon: ΔH > 0 (absorberer varme)

Standard dannelsesentalpi (ΔH°f)

- Entalpiforandring når 1 mol forbindelse dannes fra grunnstoffer
- Grunnstoffer i standardform: ΔH°f = 0 kJ/mol
- Beregning:

\Delta H_r^\circ = \sum \Delta H_f^\circ(\text{produkter}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{reaktanter})

Hess' lov

- Total entalpiforandring er uavhengig av reaksjonsvei
- Nyttig for reaksjoner som ikke kan måles direkte
- Manipuler likninger: reverser (bytt fortegn), multipliser, addér

Bindingsentalpier

- Energi som kreves for å bryte 1 mol binding
- Alltid positive verdier
- Beregning:

\Delta H = E_{\text{brutte}} - E_{\text{dannede}}

- Gir tilnærminger (gjennomsnittsverdier)

Nøkkelformler

\Delta H_r^\circ = \sum n \cdot \Delta H_f^\circ(\text{produkter}) - \sum m \cdot \Delta H_f^\circ(\text{reaktanter})

\Delta H = \sum E_{\text{bindinger brutt}} - \sum E_{\text{bindinger dannet}}

Eksoterme og endoterme reaksjoner

Eksoterme reaksjoner (ΔH < 0)

Reaksjoner som frigjør energi til omgivelsene:

Energidiagram for eksotermreaksjon:

Produktene har lavere energi enn reaktantene. Overskuddsenergien frigjøres som varme.

Endoterme reaksjoner (ΔH > 0)

Reaksjoner som absorberer energi fra omgivelsene:

Energidiagram for endotermreaksjon:

Produktene har høyere energi enn reaktantene. Energi må tilføres for at reaksjonen skal skje.

Forbindelse

Formel

ΔH°f (kJ/mol)

Vann (flytende)

H₂O(l)

-286

Vann (gass)

H₂O(g)

-242

Karbondioksid

CO₂(g)

-394

Karbonmonoksid

CO(g)

-111

Metan

CH₄(g)

-75

Etan

C₂H₆(g)

-85

Propan

C₃H₈(g)

-104

Ammoniakk

NH₃(g)

-46

Nitrogendioksid

NO₂(g)

+33

Nitrogenmonoksid

NO(g)

+90

Svovelsyre

H₂SO₄(l)

-814

Glukose

C₆H₁₂O₆(s)

-1273

Etanol

C₂H₅OH(l)

-278

Metanol

CH₃OH(l)

-239

Binding

Bindingsentalpi (kJ/mol)

H-H

436

O=O

498

N≡N

945

C-H

413

C-C

348

C=C

614

C≡C

839

C-O

358

C=O

799

O-H

463

N-H

391

Cl-Cl

242

H-Cl

431