Enthalpie versus interne energie
Voor de studiedoeleinden in de chemie verdelen we het universum in tweeën als systeem en omgeving. Op elk moment is het deel waarin we geïnteresseerd zijn het systeem en de rest is eromheen. Enthalpie en interne energie zijn twee concepten die verband houden met de eerste wet van de thermodynamica, en ze beschrijven de reacties die plaatsvinden in een systeem en de omgeving.
Wat is enthalpie?
Wanneer een reactie plaatsvindt, kan deze warmte absorberen of ontwikkelen, en als de reactie bij constante druk wordt uitgevoerd, wordt deze warmte de enthalpie van de reactie genoemd. Enthalpie van moleculen kan niet worden gemeten. Daarom wordt verandering in enthalpie tijdens een reactie gemeten. De enthalpieverandering (∆H) voor een reactie bij een bepaalde temperatuur en druk wordt verkregen door de enthalpie van reactanten af te trekken van de enthalpie van producten. Als deze waarde negatief is, is de reactie exotherm. Als de waarde positief is, wordt de reactie endotherm genoemd. De verandering in enthalpie tussen elk paar reactanten en producten is onafhankelijk van het pad ertussen. Bovendien hangt enthalpieverandering af van de fase van de reactanten. Wanneer de zuurstof- en waterstofgassen bijvoorbeeld reageren om waterdamp te produceren, is de enthalpieverandering -483,7 kJ. Wanneer dezelfde reactanten echter reageren om vloeibaar water te produceren, is de enthalpieverandering -571,5 kJ.
2H2 (g) +O2 (g) → 2H2O (g); ∆H=-483,7 kJ
2H2 (g) +O2 (g) → 2H2O (l); ∆H=-571.7 kJ
Wat is interne energie?
Warmte en arbeid zijn twee manieren om energie over te dragen. Bij mechanische processen kan energie van de ene plaats naar de andere worden overgebracht, maar de totale hoeveelheid energie blijft behouden. Bij chemische transformaties geldt een soortgelijk principe. Beschouw een reactie zoals de verbranding van methaan.
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H 2O
Als de reactie plaatsvindt in een afgesloten container, komt er alleen maar warmte vrij. We zouden dit vrijgekomen enzym kunnen gebruiken om mechanisch werk te doen, zoals het laten draaien van een turbine of stoommachine, enz. Er is een oneindig aantal manieren waarop de energie die door de reactie wordt geproduceerd, kan worden verdeeld tussen warmte en arbeid. Het blijkt echter dat de som van de ontwikkelde warmte en het uitgevoerde mechanische werk altijd een constante is. Dit leidt tot het idee dat er bij het overgaan van reactanten naar producten een eigenschap is die de interne energie (U) wordt genoemd. De verandering van interne energie wordt aangeduid als ∆U.
∆U=q + w; waarbij q de warmte is en w het verrichte werk
De interne energie wordt een toestandsfunctie genoemd, omdat de waarde ervan afhangt van de toestand van het systeem en niet van hoe het systeem in die toestand is gekomen. Dat wil zeggen, de verandering in U, wanneer u van de begintoestand "i" naar de eindtoestand "f" gaat, hangt alleen af van de waarden van U in de begin- en eindtoestanden.
∆U=Uf – Ui
Volgens de eerste wet van de thermodynamica is de interne energieverandering van een geïsoleerd systeem nul. Universum is een geïsoleerd systeem; daarom is ∆U voor het heelal nul.
Wat is het verschil tussen enthalpie en interne energie?
• Enthalpie kan worden weergegeven in de volgende vergelijking, waarbij U de interne energie is, p de druk en V het volume van het systeem.
H=U + pV
• Daarom v alt interne energie binnen de enthalpieterm. Enthalpie wordt gegeven als, ∆U=q + w
