Skip to content
Graad 11 · Chemie · Les 5

Energie & Chemiese Verandering

Verstaan eksotermiese en endotermiese reaksies, interpreteer energiediagramme, definieer entalpieverandering, pas die Wet van Hess toe, en verbind bindingsenergie met reaksiehitte.

Wissel om IEB-uitbreidingsinhoud te wys

Eksotermiese Reaksies

In 'n eksotermiese reaksie word energie na die omgewing vrygestel. Die produkte het minder gestoorde chemiese energie (laer entalpie) as die reagense. Die omgewing kry dus energie en word warmer.

Hprodukte < Hreagense   →   ΔH < 0 (eksotermies)

Endotermiese Reaksies

In 'n endotermiese reaksie word energie vanaf die omgewing geabsorbeer. Die produkte het meer gestoorde chemiese energie as die reagense. Die omgewing verloor energie en word kouer.

Hprodukte > Hreagense   →   ΔH > 0 (endotermies)

Entalpie en ΔH

Entalpie (H) is die totale hitte-energie wat in 'n stof by konstante druk gestoor word. Ons kan nie absolute entalpie meet nie, maar ons kan die verandering in entalpie meet:

ΔH = Hprodukte − Hreagense

Entalpie word in kJ·mol−1 gemeet. Die teken van ΔH vertel ons die rigting van energievloei relatief tot die sisteem.

Potensiële-energiediagramme

'n Potensiële-energie (PE)-diagram (ook 'n energieprofiel genoem) wys hoe die potensiële energie van die reagerende sisteem verander soos die reaksie verloop. Sleuteleienskappe:

EienskapEksotermiesEndotermies
Reagens- teenoor produkenergieReagense hoërProdukte hoër
ΔH-waardeNegatief (< 0)Positief (> 0)
EnergiegapingReagense − produkteProdukte − reagense
Aktiveringsenergie (Ea)Energie vanaf reagense tot by die piekEnergie vanaf reagense tot by die piek

Die geaktiveerde kompleks (oorgangstoestand) is by die piek van die energieprofiel geleë. Dit is 'n onstabiele, hoë-energie-rangskikking van atome wat vlugtig tussen reagense en produkte bestaan.

Aktiveringsenergie (Ea): Die minimum energie wat botsende deeltjies moet hê vir 'n reaksie om plaas te vind. Dit verteenwoordig die energie wat nodig is om bestaande bindings te breek en die vorming van nuwes te begin. Ea is altyd positief.

Effek van 'n Katalisator op die PE-diagram

'n Katalisator bied 'n alternatiewe reaksieroete met 'n laer aktiveringsenergie. Dit beteken meer deeltjies het voldoende energie om te reageer, sodat die reaksie vinniger is.

Op 'n PE-diagram: katalisator verlaag die piek (geaktiveerde kompleks), maar die basislyne van reagense en produkte bly vas. Die ΔH-pyl bly onveranderd.

Standaardvormingsentalpie (ΔH°f)

Die standaardvormingsentalpie is die entalpieverandering wanneer een mol van 'n verbinding uit sy samestellende elemente in hul standaardtoestande gevorm word by 298 K en 101,3 kPa.

Wet van Hess

Die Wet van Hess stel dat die totale entalpieverandering vir 'n reaksie onafhanklik van die roete is — dit hang slegs af van die aanvanklike reagense en finale produkte. Dit stel ons in staat om ΔH te bereken vir reaksies wat nie direk gemeet kan word nie.

ΔH°rxn = ΣΔH°f(produkte) − ΣΔH°f(reagense)

Reëls vir die manipulasie van termochemiese vergelykings:

Bindingsenergie-benadering

Energie word benodig om bindings te breek (endotermiese proses) en energie word vrygestel wanneer bindings vorm (eksotermiese proses). Die reaksiehitte kan geskat word deur gemiddelde bindingsenergieë te gebruik:

ΔH ≈ Σ(bindingsenergieë gebreek) − Σ(bindingsenergieë gevorm)

As meer energie vrygestel word tydens die vorming van bindings as wat nodig is om bindings te breek, is ΔH < 0 (eksotermies). Bindingsenergieberekeninge gee benaderde antwoorde, omdat gemiddelde waardes gebruik word.

Kalorimetrie: Die Meet van Reaksiehitte

'n Kalorimeter meet die hitte wat deur 'n chemiese reaksie vrygestel of geabsorbeer word, deur die temperatuurverandering van 'n bekende massa water (of oplossing) te monitor. Die formule wat gebruik word, is:

Q = mcΔT
SimboolHoeveelheidEenhede
QHitte-energie oorgedraJ of kJ
mMassa van oplossing (gewoonlik geneem as massa van water)g
cSpesifieke hittekapasiteit van water4,18 J·g−1·°C−1
ΔTVerandering in temperatuur (Tfinaal − Taanvang)°C of K

Om ΔH per mol te vind: bereken die mol van die beperkende reagens, dan ΔH = −Q / n (die negatiewe teken omdat, as die oplossing warmer word, die reaksie eksotermies was).

⭐ IEB-uitbreiding — Born-Haber-siklusse

Die Born-Haber-siklus is 'n Wet-van-Hess-siklus wat gebruik word om die roosterenergie van ioniese verbindings te bereken. Dit verbind verskeie entalpieveranderinge:

  • Atomisasie-entalpie: die vorming van gasvormige atome vanaf die element
  • Ioniseringsenergie: die verwydering van elektrone van 'n gasvormige atoom om katione te vorm
  • Elektronaffiniteit: energieverandering wanneer 'n elektron by 'n gasvormige atoom gevoeg word om anione te vorm
  • Roosterenergie: energie vrygestel wanneer gasvormige ione saamkom om die ioniese rooster te vorm
  • Vormingsentalpie: die algehele entalpieverandering by die vorming van die ioniese verbinding vanaf elemente

Volgens die Wet van Hess: ΔH°f = som van alle stappe in die siklus. Roosterenergie is groot en negatief vir ioniese verbindings, wat sterk elektrostatiese aantrekking tussen ione aandui.

⭐ IEB-uitbreiding — Gibbs Vrye Energie

Entropie (S) is 'n maatstaf van wanorde of lukrakheid in 'n sisteem. Reaksies neig na hoër entropie (ΔS > 0 beteken entropie neem toe).

Gibbs Vrye Energie (ΔG) kombineer entalpie en entropie om spontaniteit te voorspel:

ΔG = ΔH − TΔS
  • As ΔG < 0: die reaksie is spontaan (termodinamies gunstig)
  • As ΔG > 0: die reaksie is nie-spontaan
  • As ΔG = 0: die sisteem is by ewewig

T is temperatuur in Kelvin. 'n Reaksie kan by hoë temperature spontaan wees as TΔS groot genoeg is om 'n positiewe ΔH te oorkom.

Voorspel eers: Is die produkte in 'n eksotermiese reaksie hoër of laer in energie as die reagense? Toets dit dan: Bou albei soorte energiediagramme en vergelyk die teken van ΔH.

Energiediagram-bouer

Diagrambeheer
100 kJ
60 kJ
Berekende Waardes
ΔH
--kJ/mol
Tipe
--
Ea (vw)
--kJ
Ea (kat)
--kJ
0/8
Vasvra voltooi! Hersien die verduidelikings om jou begrip te versterk.
IEB-uitbreidingsvrae
Beantwoord alle vrae in jou boek. Wys alle berekeninge, insluitend vervanging in formules en eenhede. Teken diagramme netjies en benoem volledig.
Vraag 1 — Benoem die PE-diagram
Teken 'n potensiële-energiediagram vir 'n eksotermiese reaksie met aktiveringsenergie Ea = 80 kJ en ΔH = −50 kJ. Benoem die volgende op jou diagram: reagense, produkte, geaktiveerde kompleks (oorgangstoestand), Ea (voorwaarts), Ea (terugwaarts), ΔH, en die effek van die byvoeging van 'n katalisator (wys die nuwe geaktiveerde kompleks). Verduidelik in een sin waarom die katalisator nie ΔH verander nie. (6 punte)
Vraag 2 — Wet-van-Hess-berekening
Gegewe die volgende termochemiese vergelykings:

(1) C(s) + O₂(g) → CO₂(g)    ΔH = −394 kJ·mol−1
(2) H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l)    ΔH = −286 kJ·mol−1
(3) C₂H₅OH(l) + 3O₂(g) → 2CO₂(g) + 3H₂O(l)    ΔH = −1367 kJ·mol−1

Bereken ΔH vir die vorming van etanol: 2C(s) + 3H₂(g) + ½O₂(g) → C₂H₅OH(l).
Wys watter vergelykings jy omkeer of vermenigvuldig, en waarom. (5 punte)
Vraag 3 — Bindingsenergieberekening
Gebruik die gemiddelde bindingsenergieë hieronder om ΔH vir die reaksie te bereken: H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)

Bindingsenergieë: H–H = 436 kJ·mol−1; Cl–Cl = 242 kJ·mol−1; H–Cl = 432 kJ·mol−1

(a) Identifiseer watter bindings gebreek word en watter gevorm word.
(b) Bereken die totale energie benodig om bindings te breek.
(c) Bereken die totale energie vrygestel wanneer bindings vorm.
(d) Bereken ΔH. Is die reaksie eksotermies of endotermies? (5 punte)
Vraag 4 — Kalorimetrieberekening
'n Student los 4,00 g NaOH(s) in 100 g water op in 'n polistireenbeker-kalorimeter. Die temperatuur styg van 22,0°C na 36,4°C. (cwater = 4,18 J·g−1·°C−1; M(NaOH) = 40 g·mol−1)

(a) Bereken Q vir die water (in kJ).
(b) Bereken die aantal mol NaOH wat opgelos is.
(c) Bereken ΔH in kJ·mol−1 vir die oplossing van NaOH. Gee aan of die proses eksotermies of endotermies is.
(d) Identifiseer een bron van fout in hierdie eksperiment en verduidelik hoe dit jou resultaat sou beïnvloed. (6 punte)
Vraag 5 — Katalisator-effek
Die katalitiese ontbinding van waterstofperoksied (H₂O₂) word beskryf deur: 2H₂O₂(l) → 2H₂O(l) + O₂(g)    ΔH = −196 kJ·mol−1

(a) Is hierdie reaksie eksotermies of endotermies? Regverdig jou antwoord.
(b) Teken en benoem twee potensiële-energiediagramme op dieselfde asse: een sonder 'n katalisator en een met MnO₂ as katalisator. Dui Ea en ΔH op albei diagramme aan.
(c) Verduidelik, deur die konsep van aktiveringsenergie te gebruik, waarom die byvoeging van MnO₂ die reaksie vinniger laat verloop.
(d) Sou jy verwag om MnO₂ in die produkte te vind nadat die reaksie voltooi is? Verduidelik. (6 punte)
Vraag 6 — Lees van 'n Kalorimetriegrafiek (Datatabel)
'n Leerder ondersoek die endotermiese oplossing van ammoniumnitraat (NH₄NO₃) deur 5,60 g van die vaste stof by 50 g water by 22,0°C in 'n polistireenbeker te voeg. Omdat roer en oplos tyd neem, word die eerste betroubare termometerlesing eers 1 minuut na vermenging geneem. Temperatuur word dan elke minuut aangeteken terwyl die mengsel stadig terug na kamertemperatuur verwarm:

Tyd na vermenging (min)Temperatuur (°C)
114.0
214.6
315.2
415.8
516.4

(a) Plot temperatuur (y-as) teenoor tyd (x-as) vir t = 1 tot 5 minute, en teken die beste-passende reguit lyn deur die punte.
(b) Bereken die gradiënt van hierdie lyn (in °C·min−1). Wat verteenwoordig hierdie gradiënt fisies?
(c) Die mengsel het eintlik sy laagste temperatuur by t = 0 bereik (die oomblik van vermenging), voordat enige lesings geneem kon word. Gebruik die gradiënt van (b) om die lyn terug na t = 0 te ekstrapoleer en hierdie laagste (gekorrigeerde) temperatuur te bepaal.
(d) Bereken dus die gekorrigeerde temperatuurverandering, ΔT, vir die eksperiment (met die aanvangstemperatuur van 22,0°C).
(e) Bereken Q, die hitte geabsorbeer deur die water (M(NH₄NO₃) = 80 g·mol−1; cwater = 4,18 J·g−1·°C−1; neem aan die massa van die oplossing ≈ massa van water = 50 g).
(f) Bereken die aantal mol NH₄NO₃ gebruik, en dus die eksperimentele ΔH (in kJ·mol−1) vir die oplossingsproses. Verduidelik waarom ekstrapolasie terug na t = 0 'n akkurater ΔH gee as om bloot die laagste gemete temperatuur (14,0°C) direk te gebruik. (8 punte)