Er zijn verschillende factoren die de enthalpievariatie van een proces kunnen veranderen, zoals temperatuur, druk, fysieke toestand, molgetal en allotrope variëteit van de verbinding. Hieronder staan bijvoorbeeld drie kooldioxide-vormingsreacties onder dezelfde temperatuur- en drukomstandigheden. In elk werd echter een hoeveelheid materiaal gebruikt voor de reagentia. Als gevolg hiervan gaf de enthalpievariatie van elke reactie een andere waarde:
Ç(grafiet) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ (25°C, 1 atm)
C(grafiet) + de2(g) → ½ CO2(g) ∆H = -196,5 kJ (25°C, 1 atm)
2C(grafiet) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ∆H = -786 kJ (25°C, 1 atm)
Echter, wanneer de enthalpieveranderingswaarde wordt gemeten voor 1 mol stof onder standaardomstandigheden (wanneer de stof in zijn meest stabiele allotrope vorm is, bij een temperatuur van 25°C en onder een druk van 1 atm), wordt het genoemd standaard enthalpie.
Als alle reagentia en producten zich in de standaardstatus bevinden, wordt de enthalpievariatie aangegeven door het volgende symbool:
H0, onthouden dat de enthalpievariatie wordt gegeven door:∆H = HPRODUCTEN - HREAGENTIA.De standaardenthalpie is belangrijk omdat deze als referentiestandaard dient. Bijvoorbeeld,is aangenomen dat voor alle eenvoudige stoffen onder standaardomstandigheden de enthalpiewaarde gelijk is aan nul.
Bijvoorbeeld waterstofgas (H2), bij 25 °C, onder 1 atm, in gasvormige toestand H0= 0. Als hij in een andere toestand is, is zijn enthalpie H0≠ 0.
Niet stoppen nu... Er is meer na de reclame ;)
Wanneer de eenvoudige stof allotrope variëteiten heeft, is de H-waarde0= 0 wordt toegewezen aan de meest voorkomende allotrope variëteit. Zuurstof heeft bijvoorbeeld twee allotrope vormen, die van zuurstofgas (O2) en ozon (O3), zuurstofgas is de meest voorkomende, dus het heeft H0= 0 en ozon heeft H0≠ 0.
Bekijk nog drie voorbeelden:
- Koolstof:
de Cgrafiet heeft H0= 0 en de CDiamant presenteert H0≠ 0. - Fosfor:
Witte fosfor heeft H0= 0 en de rode fosfor heeft H0≠ 0. - Zwavel:
Rhombische zwavel heeft H0= 0 en monokliene zwavel heeft H0≠ 0.
Dit wetende, het is mogelijk om de enthalpie te bepalen van stoffen die niet eenvoudig zijn, maar die worden gevormd door eenvoudige stoffen. Beschouw bijvoorbeeld de volgende reactie:
Yn(en) + O2(g) → SnO2(en) ∆H = -580 kJ (25°C, 1 atm)
We kunnen de enthalpie van SnO. berekenen2(en) (HSnO2) in deze reactie, omdat we weten dat de enthalpie van de twee reactanten gelijk is aan nul, omdat het eenvoudige stoffen zijn:
∆H = HPRODUCTEN - HREAGENTIA
∆H = HSnO2 - (HYn + HO2)
-580 kJ = HSnO2 – 0
HSnO2= - 580 kJ
De waarde was negatief omdat de enthalpie lager is dan de enthalpie van de reactanten en niet omdat de energie-inhoud negatief is, aangezien dit niet mogelijk zou zijn.
Door Jennifer Fogaça
Afgestudeerd in scheikunde
Wil je naar deze tekst verwijzen in een school- of academisch werk? Kijken:
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Standaard Enthalpie"; Brazilië School. Beschikbaar in: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-padrao.htm. Betreden op 28 juni 2021.
