Samenvatting leereenheid 7 scheikunde voor milieuwetenschappen 1 (NB0502)

Hoofdstuk 7 chemische thermodynamica

Energie
 Energie = het vermogen om arbeid te verrichten (inclusief warmte leveren)
- de eenheid voor energie, arbeid en warmte is joule
- je hebt verschillende vormen van energie, bijv. kinetisch, chemisch, elektrisch, etc.
 altijd geldt de wet van behoud van energie  er kan geen energie verloren gaan of
uit het niets tevoorschijn komen
- geen sprake van energieverbruik of productie, maar energieomzettingen
eerste hoofdwet
De eerste wet van de thermodynamica = in een geïsoleerd systeem is de inwendige energie
constant
 Systeem = deel van de wereld dat onderwerp van studie is
- kan een hoeveelheid gas zin, maar ook een groep mensen, oceaan etc
- alles wat niet tot het systeem hoort = omgeving
 We onderscheiden 3 systemen:
- open systeem = een syteem dat zowel materie als energie kan uitwisselen met de
omgeving
- gesloten systeem = systeem dat alleen energie kan uitwisselen met de omgeving
- geïsoleerd systeem = systeem dat noch materie, noch energie kan uitwisselen met
de omgeving
 Inwendige energie (interne energie) U = de totale hoeveelheid van een systeem
- tot inwendige energie rekenen we alle vormen van energie
- Alleen de verandering van het systeem van de ene naar de andere toestand
kunnen we bepalen: ∆U = Ueindtoestand – Ubegintoestand
- de tekenafspraken voor energie-effecten is dat men altijd redeneert vanuit het
systeem. Dat betekent voor het teken ∆U\
o ∆U > 0 = het systeem neemt energie op (vanuit omgeving), dus neemt
inwendige energie van het systeem toe: endotherm proces
o ∆U < 0 = het systeem staat energie af (aan omgeving), dus de inwendige
energie van het systeem neemt af: het proces is exotherm
- Energieveranderingen bij een proces kunnen we grafisch weergeven in een
energie-diagram
o Op de verticale as zetten we de energie uit, heeft geen nulpunt
o In horizontale richting worden de begin en eind toestand weergeven

,  Verschillende vormen van energie kunnen de inwendige energie van een systeem
veranderen, zoals arbeid en warmte
- Arbeid is volumearbeid bij expansie of compressie: w = -p∆V
o P is de druk en ∆V verandering in volume
o Arbeid verricht op het systeem als positief (compressie)
o Arbeid verricht door het systeem als negatief (expansie)
o Er zijn ook andere soorten arbeid, zoals elektrische arbeid verkregen uit
elektrochemische cellen
- De inwendige energie is ook te veranderen door de temperatuur te veranderen
o Als warmte wordt toegevoerd is q positief
o Als warmte vrijkomt is q negatief
 De eerste hoofdwet kunnen we als volgt definiëren: ∆U = q + w
- In een geïsoleerd systeem is ∆U constant of ∆U = 0.
 ∆U hangt alleen af van begin en eindtoestand van het systeem en niet van de
gevolgde weg
Enthalpie

 Bij een proces waarbij alleen volumearbeid verricht wordt geldt:
∆U = q +w = -p∆V
 Vindt een proces plaats bij een constante druk (isobaar proces) geven we de afgegeven
warmte aan met qp
- qp = ∆U + p ∆V
- meeste chemische processen vinden plaats bij een constante druk
- onder die omstandigheden zou er een verschil optreden tussen de getalwaarden voor de
reactiewarmte en voor de verandering van chemische energie
 daarom is grootheid enthalpie H gedefineerd zodat geldt: qp = ∆U + p∆V = ∆H
- dit betekent dat we bij een isobaar proces de verandering in enthalpie bepalen
door de reactiewarmte te meten
- ∆H is de reactiewarmte gemeten bij constante druk
o ∆H = qp = Heindtoestand – Hbegintoestand = Hproducten - Hreactanten
o ∆H wijkt dus iets af van ∆U
 ∆H-waarden worden altijd opgegeven per mol stof voor standaardomstandigheden (p
= p0 en T = 298K)
- Waarde van ∆H is onafhankelijk van de temperatuur
- Standaardenthalpie ∆H0 = enthalpieverandering onder
standaardomstandigheden
o Eenheid is kJ/mol
 Voor thermodynamische berekeningen is het essentieel dat de fysische toestanden
van alle reactanten en producten bekend zijn  kunnen verschillende ∆H waarden
hebben.
- De verbranding van 1 mol methaan heeft bijvoorbeeld verschillende ΔH-waarden
als water ontstaat als vloeibaar water of als waterdamp
- Het verschil in ∆H-waarden voor deze twee reacties is verdampingsenthalpie
- Enthalpieverandering van een verbrandingsreactie = verbrandingsenthalpie