Sådan beregnes obligationsentalpi

Når molekyler dannes ved sammenføjning af atomer, der danner bindinger, kræver processen enten en input af energi for at skabe båndet eller frigør energi som varme, fordi de pågældende atomer "vil" bånd. I begge tilfælde gennemgår systemet bestående af reaktantmolekylerne og produktmolekylerne en energiforandring, der i denne sammenhæng kaldes en entalpiforandring.

Molekyler, som du sikkert ved, findes i alle mulige "smagsstoffer" og antallet af forskellige bindinger og bindingstyper observeret mellem forskellige typer atomer (C−C, C = C, C−H, N−O, C = O og så videre) resulterer i en lang række bindingsenthalpier. Entalpiændringen for en reaktion kan beregnes ud fra de enkelte værdier for bindingsentalpi på en simpel aritmetisk måde.

Atomer "kan" typisk ikke lide at eksistere alene; de fleste er forbandet med arrangementer af deres elektroner, der efterlader dem i mindre end optimale energitilstande. Kun ved at dele, donere eller vinde elektroner kan de fleste atomer opnå en lavere (dvs. foretrukket) energitilstand. (De ædle gasser, såsom helium og neon, er bemærkelsesværdige undtagelser.)

Når atomer deler elektroner for at skabe bindinger, kaldes den resulterende forbindelse en kovalent binding. Vand (H₂O) er et af mange daglige eksempler på forbindelser med kovalente bindinger. På den anden side, når elektronegativitetsforskellen mellem atomer er tilstrækkelig stor, et atom i effekt rykker en elektron fra den anden og skaber en ionbinding, som i bordsalt (natriumchlorid eller NaCl).

Forskellige typer obligationer har forskellige bindingsenergier baseret på antallet af involverede elektronpar (to i en såkaldt enkeltbinding, fire i en dobbeltbinding og otte i en tredobbeltbinding) og hvordan de to atomer forholder sig til hinanden med hensyn til elektrisk potentiale og andre faktorer. Resultatet er, at individuelle båndenergier eller bindingshalhalpier, er eksperimentelt bestemt,

Enthalpy er en mængde i termodynamik, der beskriver varmen, der overføres under kemiske reaktioner. Som varme kan det betragtes som en af ​​de mange former for energi inden for naturvidenskab (fx tyngdepotentialenergi, kinetisk energi, lydenergi og så videre).

Bond entalpi er den nødvendige energi til at danne eller bryde en given binding. Dens værdi kan skifte mellem molekyler, selv for den samme type binding. For eksempel er bindingsenergien af ​​H₂O's to O-H-bindinger er 464 kilojoule pr. Mol (kJ / mol), men i methanol (CH₃OH) den ene O-H-binding har en entalpi på 427 kJ / mol.

Bindingens entalpi D_{x − y} af et diatomisk gasmolekyle XY er entalpiændringen for processen repræsenteret af den generiske reaktion:

XY (g) → X (g) + Y (g)

ΔH ° (298 K) = D_{x − y}

Enhver bindingsentalpiformel er givet ved 298 K ved konvention for at standardisere ligningen. Dette er omtrent stuetemperatur svarende til 25 ° C eller 77 ° F. I virkeligheden er reaktionen ovenfor ofte hypotetisk, da de fleste molekyler ikke findes som monatomiske gasser ved 298 K.

Hvis du har en simpel reaktion mellem to molekyler og kender individets bindingsenthalpier obligationer, kan du bruge følgende forhold til at beregne den samlede entalpiændring for reaktion. Hvis den er negativ, frigøres varme, og reaktionen er eksoterm; hvis den er positiv, er reaktionen endoterm (og vil ikke fortsætte uden tilsætning af energi).

H_rxn= ΣΔH_{gået i stykker}+ ΣΔH_lavet

Beregn reaktionens entalpi:

CO (g) + 2 H₂(g) ⟶ CH₃OH (g)

Enthalpien af ​​bindingerne i molekylet kan bestemmes ud fra entalpierne af de enkelte bindinger. For dette henvises til en tabel såsom den side, der er angivet i ressourcerne.

Du kan se, at der i alt er tre bindinger brudt: Den tredobbelte binding mellem C og O og de to H − H bindinger. Den samlede entalpi er 1072 + 2 (432) = 1.936 kJ.

Antallet af dannede obligationer er fem: tre C.−H-obligationer, en C-O-binding og en O-H-binding. Den samlede entalpi af disse obligationer er 3 (411) + 358 + 459 = 2.050 kJ.

Således er den samlede entalpiændring 1.936 - 2.050 = −114 kJ. Det negative tegn viser, at reaktionen er eksoterm, befriende snarere end at kræve energi for at fortsætte.