Referanse: standard dannelsesentalpier (kJ/mol, 298 K)
| Forbindelse | ΔH°f | Forbindelse | ΔH°f | Forbindelse | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
Bindingsenergier (kJ/mol): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
Hva er termokjemi?
Termokjemi er energibokføring for kjemiske reaksjoner: hvor energien går, i hvilke mengder og etter hvilken tidsplan. Dens kjernevaluta er varme (q, joule), målt ved å la en reaksjon forløpe i et kalorimeter og se en kjent masse vann endre temperatur. Hovedregelen er termodynamikkens første lov — energi bevares, den blir aldri til eller forsvinner, bare flyttet mellom kjemiske bindinger og omgivelsene — og alt på denne siden (spesifikk varme, Hess' lov, dannelsesentalpier, Gibbs fri energi) er den ene loven i ulike drakter.
Den ene regelen å huske: entalpi er en tilstandsfunksjon — den avhenger bare av start- og sluttilstanden, aldri av veien mellom dem. Den enkelte egenskapen er det som gjør Hess' lov gyldig og hele referansetabellen nedenfor brukbar.
Varme kontra temperatur
Temperatur måler molekylenes gjennomsnittlige bevegelse; varme er den totale energien som overføres når den bevegelsen endres. Panelet for spesifikk varme bruker q = mcΔT for å konvertere mellom dem: eksemplet varmer 100 g vann (c = 4,184 J/g·°C) fra 20 °C til 80 °C, og krever q = 100 × 4,184 × 60 = 25 104 J = 25,104 kJ, absorbert endotermt. Vanns uvanlig store c er grunnen til at det er det foretrukne kjølemiddelet og klimaets svinghjul: de samme joulene som ville slynge temperaturen i en metallgryte vilt, rører knapt en kjele. Vanns store spesifikke varme er hydrogenbinding i aksjon: hvert joule må delvis løse opp nettverket før molekylene kan bevege seg raskere.
Å bryte bindinger koster, å danne bindinger betaler
En reaksjons entalpiendring er ganske enkelt regnskapsdifferansen: ΔH ≈ ΣBE(brutt) − ΣBE(dannet). Å bryte H–H (436) og Cl–Cl (243) koster 679 kJ/mol; å danne to H–Cl-bindinger (431 hver) betaler tilbake 862 kJ/mol; bindingsenergipanelets eksempel gir netto −183 kJ/mol, eksotermt — H2 + Cl2 → 2HCl frigjør varme fordi produktene holder atomene sine tettere enn reaktantene gjorde. Fortegnskonvensjonen er universell: negativ ΔH betyr at systemet frigjør varme (eksotermt, som forbrenning), positiv betyr at det absorberer (endotermt, som smeltende is).
Hess' lov og dannelsesentalpier
Siden entalpi er en tilstandsfunksjon, kan man bygge en hvilken som helst reaksjon av en hvilken som helst praktisk trappe av kjente trinn og legge sammen entalpiene — summen er uavhengig av veien. Regnskapet standardiseres gjennom standard dannelsesentalpier, ΔH°f: entalpien for å lage ett mol forbindelse fra grunnstoffene i deres standardtilstander, noe som gjør hvert grunnstoffs egen verdi null per definisjon. Panelets dannelseseksempel er arketypen: C(s) + O2(g) → CO2(g) er (0 + 0) på venstre side og −393,5 på høyre, så ΔH°rxn = −393,50 kJ/mol — referansetabellen over er laget for nettopp denne typen summer: produkter minus reaktanter, hver multiplisert med sin støkiometriske koeffisient.
Entropi: å telle ordninger
Entropi (S) teller hvor mange mikroskopiske ordninger en tilstand har — gass slår væske, som slår krystall; blandinger slår rene stoffer. Termodynamikkens andre lov krever at universets entropi øker i enhver spontan prosess, og det deler seg pent: ΔSuniv = ΔSsys + ΔSomg, der omgivelsenes andel er ΔSomg = −ΔH/T — eksoterme reaksjoner sprer varme ut i omgivelsene og hever deres entropi. Entropipanelets eksempel: en eksoterm −100 kJ/mol ved 298 K sender +335,570 J/mol·K ut i omgivelsene; med ΔSsys = 150 får universet 485,570 J/mol·K, og prosessen er spontan.
Gibbs fri energi: dommen
J. Willard Gibbs slo begge regnskapene sammen til ett tall: ΔG = ΔH − TΔS. Gibbs-panelets eksempel kjører en gunstig men rotete reaksjon — ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K ved 298 K — og gir ΔG = −100 − 298(−0,05) = −85,10 kJ/mol, spontan. De fire fortegnskombinasjonene er verdt å huske: eksoterm + entropi opp er alltid spontan; endoterm + entropi ned aldri; de to blandede tilfellene avhenger av temperatur, og det er nettopp derfor is smelter bare over 273 K (TΔS tar igjen ΔH). Ved likevekt er ΔG = 0, og standard fri energi kobles til likevektskonstanten via ΔG° = −RT ln K.
Vanlige misforståelser
- Eksoterm betyr spontan. Nei: entropiregnskapet må også gå opp. Å løse opp mange salter er endoterm, men likevel spontan, fordi økningen i uorden betaler regningen.
- Varme og temperatur er det samme. Et badekar på 30 °C inneholder langt mer varme enn en kopp på 90 °C; q = mcΔT viser at masse og varmekapasitet også har stemme.
- Å danne bindinger krever energi. Motsatt: bindingsdannelse frigjør alltid energi — og den frigjorte energien er nettopp det eksoterme reaksjoner tjener på.
- Bindingsenergier forutsier ΔH nøyaktig. De er gjennomsnitt over mange molekyler, og ≈-tegnet i panelets formel er ærlig. Dannelsesentalpier er det nøyaktige verktøyet.
Relaterte verktøy: Kjemisk likevekt (der ΔG° møter K), Gasslover (PΔV-arbeidet varme utveksles med) og Kinetikk (spontan er ikke det samme som rask).
