6.1 Energi og entalpi

Energien i hver reaksjon

Har du noen gang kjent på en kuldepakke fra apoteket bli iskald av seg selv, eller en håndvarmer bli glohet uten ild? Bak begge ligger kjemi -- og energi. Termokjemi er studiet av energiomsetningen i kjemiske reaksjoner, og en grunnleggende sannhet er at alle kjemiske reaksjoner innebærer energiendringer.

For å holde orden på energien deler vi verden i to. Systemet er stoffene som reagerer, og omgivelsene er alt annet -- vannet de er løst i, begerglasset, lufta rundt. Energi går mellom dem, men den forsvinner aldri og oppstår ikke av ingenting: det systemet gir fra seg, tar omgivelsene opp.

Energien går oftest over som varme ($q$), energi som flyttes på grunn av temperaturforskjeller. Når systemet mottar varme fra omgivelsene, er $q > 0$; når det avgir varme, er $q < 0$. Kuldepakken er et eksempel på det første: stoffene inni tar opp varme fra hånden din, og derfor kjennes den kald. Håndvarmeren er det motsatte: systemet avgir varme, $q < 0$, og hånden din -- omgivelsene -- blir varm.

Entalpi -- energi ved konstant trykk

De fleste reaksjoner skjer i åpne begerglass, der trykket holdes konstant (atmosfærens trykk). For slike situasjoner har kjemikerne en egen, praktisk størrelse: entalpi ($H$), en tilstandsfunksjon som beskriver energiinnholdet i et system ved konstant trykk.

Det vi virkelig bryr oss om, er endringen. Entalpiendringen for en reaksjon er
$$\Delta H = H_\text{produkter} - H_\text{reaktanter}$$
Den forteller oss hvor mye energi som avgis eller tas opp, og ved konstant trykk er den i praksis lik varmen: $\Delta H \approx q$.

Fortegnet skiller reaksjonene i to leirer. En eksoterm reaksjon avgir varme: $\Delta H < 0$ (negativ), produktene har lavere energi enn reaktantene, og omgivelsene blir varmere. Forbrenning av bensin er eksotermt. En endoterm reaksjon tar opp varme: $\Delta H > 0$ (positiv), produktene har høyere energi, og omgivelsene blir kaldere. Fotosyntesen er endoterm -- den lagrer solenergi i sukker. La oss lese et tall: forbrenning av metan, $\text{CH}_4(g) + 2\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(l)$, har $\Delta H = -890$ kJ/mol. Det negative fortegnet sier at den er eksoterm, og at det frigjøres 890 kJ energi for hver mol metan som brenner -- nok til å gjøre omgivelsene merkbart varmere.

Energilandskapet

Noen ganger sier et bilde mer enn et tall. Et energidiagram tegner energien som et landskap der reaksjonen beveger seg fra venstre mot høyre langs reaksjonsforløpet, og høyden viser energien.

I en eksoterm reaksjon starter reaktantene høyt oppe, og kurven faller ned til produktene som ligger lavere. Fallhøyden tilsvarer $|\Delta H|$, og siden produktene ligger under reaktantene, er $\Delta H$ negativ. I en endoterm reaksjon er det omvendt: reaktantene ligger lavt, og kurven stiger opp til produktene som ligger høyere, slik at $\Delta H$ blir positiv. I begge tilfeller er høyden på pilen mellom start og slutt nettopp størrelsen på entalpiendringen.

La oss tolke et diagram. Reaktantene har energi 100 kJ, produktene 60 kJ. Da er $\Delta H = H_\text{produkter} - H_\text{reaktanter} = 60 - 100 = -40$ kJ/mol. Det negative fortegnet, og det at produktene ligger lavere enn reaktantene, forteller oss at reaksjonen er eksoterm og frigjør 40 kJ energi. Slik kan vi lese et helt energiregnskap rett ut av en figur.

Oppsummering

Termokjemi handler om energien i reaksjoner. Vi skiller mellom systemet (stoffene som reagerer) og omgivelsene (alt annet). Energi bevares alltid: det systemet avgir, tar omgivelsene opp. Energien går som varme ($q$), med $q < 0$ når systemet avgir varme og $q > 0$ når det tar opp varme. Ved konstant trykk bruker vi entalpi ($H$), der $\Delta H = H_\text{produkter} - H_\text{reaktanter}$ og $\Delta H \approx q$.

Fortegnet skiller reaksjonene: eksoterme reaksjoner avgir varme ($\Delta H < 0$, produkter lavere), mens endoterme tar opp varme ($\Delta H > 0$, produkter høyere). Energidiagrammer viser dette som et landskap der eksoterme reaksjoner faller og endoterme stiger, og høyden på pilen er $|\Delta H|$. Slik kan vi både regne ut og tegne energiomsetningen i enhver reaksjon.