Vormingsenthalpie

De vormingsenthalpie van een stof is de enthalpieverandering die veroorzaakt wordt door de reactie waarbij de betreffende stof het product is en de reactanten bestaan uit de elementen (koolstof, waterstof, zuurstof, ...) in de juiste hoeveelheid molen om precies 1 mol van de betreffende stof te vormen.

De vormingsreactie van methanol (CH₃OH) is bijvoorbeeld:

C + 2 H₂ + 1/2 O₂ → CH₃OH

In tabellenboeken zijn de vormingsenthalpieën (in [kJ/mol]) te vinden voor de vorming van stoffen bij standaardcondities. Dit worden de standaard vormingsenthalpieën genoemd en deze zijn te herkennen aan de ⁰ bij het symbool, bijv. zoals in Δ_fH⁰. Aangezien het bij vormingsenthalpieën gaat om de enthalpieverandering als gevolg van de vorming van de stof uit de elementen, zijn de vormingsenthalpieën van de elementen zelf per definitie gelijk aan nul!

Afhankelijk van het element is het element bij 25 °C, een veelgebruikte standaardtemperatuur, een gas (bijv. zuurstof), een vloeistof (bijv. kwik) of een vaste stof (bijv. zwavel).

De vormingsenthalpieën kunnen gebruikt worden om de reactie-enthalpie te berekenen. Dit is een toepassing van de wet van Hess.

Berekening vormingsenthalpie uit bindingsenthalpieën

Op dezelfde manier als de reactie-enthalpie berekend kan worden uit de vormingsenthalpieën van de reactanten en producten kan de vormingsenthalpie van een verbinding berekend worden uit de bindingsenthalpieën van de bindingen die verbroken en gevormd worden tijdens de reactie waarbij de betreffende verbinding gevormd wordt uit de elementen waaruit deze verbinding bestaat. De vormingsenthalpie van methaan kan dus berekend aan de hand van de reactievergelijking:

C(s) + 2 H₂(g) → CH₄(g)

en is gelijk aan: 4 · ΔH_{C-H vormen} minus 2 · ΔH_{H-H verbreken}, maar omdat koolstof een vaste stof is moet hier nog de sublimatie-energie van C(s) naar C(g) bij opgeteld worden.

De bindingsenthalpieën van bindingen zijn te vinden in tabellenboeken. Bij het maken van een binding komt warmte vrij, bindingsenthalpieën hebben dus een negatieve waarde. Voor het verbreken van bindingen moet de tegengestelde waarde van de bindingsenthalpie genomen worden; het verbreken van een binding kost energie, de enthalpieverandering is een positieve waarde.

Het aantal atoombindingen dat een atoom kan (en wil) aangaan, de covalantie van een atoom, verschilt per element. De covalentie van koolstof is vier en bij waterstof is de covalentie een. Mogelijke verbindingen bestaande uit alleen koolstof en waterstof zijn dan dus CH₄, C₂H₆, C₃H₈ of in het algemeen C_nH_2n+2. Deze verbindingen worden alkanen genoemd. Tussen twee atomen kan ook een dubbele binding zitten, zoals bij C₂H₄ (etheen) waarbij de beide koolstofatomen met elkaar verbonden zijn door middel van een dubbele atoombinding. Ook driedubbele bindingen zijn mogelijk, bijvoorbeeld bij C₂H₂ (ethyn). De covalentie van stikstof is drie en van zuurstof twee, vandaar dat het NH₃ en H₂O is. Bij kooldioxide is het koolstofatoom door middel van twee dubbele bindingen met de zuurstofatomen verbonden. Voor de volledigheid: koolmonoxide heeft een driedubbele binding tussen beide atomen en wijkt hiermee af van de covalentievoorkeur.