Verschil Tussen Enthalpie En Interne Energie

2024 Auteur: Mildred Bawerman | [email protected]. Laatst gewijzigd: 2023-12-16 08:40

Enthalpie versus interne energie

Voor de studiedoeleinden in de chemie verdelen we het universum in tweeën als een systeem en omgeving. Op elk moment is het onderdeel waarin we geïnteresseerd zijn het systeem, en de rest is rondom. 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 de verandering in enthalpie tijdens een reactie gemeten. De enthalpie-verandering (ΔH) 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 gezegd dat de reactie endotherm is. De verandering in enthalpie tussen elk paar reactanten en producten is onafhankelijk van het pad ertussen. Bovendien hangt de enthalpie-verandering af van de fase van de reactanten. Wanneer de zuurstof- en waterstofgassen bijvoorbeeld reageren om waterdamp te produceren, is de enthalpie-verandering -483,7 kJ. Echter,wanneer dezelfde reactanten reageren om vloeibaar water te produceren, is de enthalpie-verandering -571,5 kJ.

2H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g); ΔH = -483,7 kJ

2H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (l); ΔH = -571,7 kJ

Wat is interne energie?

Warmte en werk 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 omzettingen is een soortgelijk principe van toepassing. Overweeg een reactie zoals de verbranding van methaan.

CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O

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 werk. Het blijkt echter dat de som van de warmte die vrijkomt en het uitgevoerde mechanische werk altijd constant is. Dit leidt tot het idee dat bij het gaan van reactanten naar producten, er 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 hitte is en w het uitgevoerde 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 terechtkwam. Dat wil zeggen, de verandering in U, wanneer men van de begintoestand "i" naar de eindtoestand "f" gaat, hangt alleen af van de waarden van U in de begin- en eindtoestand.

∆U = U _f - U _ik

Volgens de eerste wet van de thermodynamica is de interne energieverandering van een geïsoleerd systeem nul. Universum is een geïsoleerd systeem; daarom is ΔU voor het universum nul.

Wat is het verschil tussen enthalpie en interne energie?

• Enthalpie kan in de volgende vergelijking worden weergegeven, waarbij U de interne energie is, p de druk en V het volume van het systeem.

H = U + pV

• Daarom valt interne energie binnen de enthalpie-term. Enthalpie wordt gegeven als, ∆U = q + w