Kuidas arvutada võlakirjaentalpiat

Kui molekulid moodustuvad sidemeid moodustavate aatomite liitumisel, nõuab protsess kas energia sisestamine sideme loomiseks või vabastab energiat soojusena, kuna kõnealused aatomid seda "tahavad" side. Mõlemal juhul toimub reaktiivmolekulidest ja saaduse molekulidest koosnev süsteem energia muutuse, mida selles kontekstis nimetatakse entalpia muutuseks.

Molekulid, nagu te arvatavasti teate, on igasuguste "maitseainetega" ning erinevat tüüpi aatomite vahel täheldatud erinevate sidemete ja sidemetüüpide arv (C−C, C = C, C−H, N−O, C = O ja nii edasi) põhjustab mitmesuguseid sidemeentalpiaid. Reaktsiooni entalpia muutuse saab arvutada sideme entalpia üksikute väärtuste põhjal lihtsal aritmeetilisel viisil.

Aatomid tavaliselt ei meeldi omaette eksisteerida; enamik neist on neetud nende elektronide paigutustega, mis jätavad nad vähem kui optimaalsesse energiasse. Ainult elektronide jagamise, loovutamise või hankimise teel saab enamik aatomeid saavutada madalama (s.t. eelistatava) energiaoleku. (Väärisgaasid, nagu heelium ja neoon, on märkimisväärsed erandid.)

Kui aatomid jagavad sidemete loomiseks elektrone, nimetatakse saadud ühendust kovalentseks sidemeks. Vesi (H₂O) on üks paljudest igapäevastest kovalentsete sidemetega ühendite näidetest. Teisest küljest, kui aatomite elektronegatiivsuse erinevus on piisavalt suur, on üks aatom sisse Efekt tõmbab elektronid teiselt, tekitades ioonilise sideme nagu lauasoolas (naatriumkloriid või NaCl).

Erinevat tüüpi sidemetel on erinevad sideme energiad, sõltuvalt kaasatud elektronpaaride arvust (kaks nn üksiksidemes, neli kaksiksidemega ja kaheksa kolmiksidemega) ning kuidas need kaks aatomit on omavahel seotud elektrilise potentsiaali ja muude tegurite osas. Ülevaade on see, et üksikute sidemete energiad või sideme entalpiad, on katseliselt määratud,

Entalpia on termodünaamikas olev kogus, mis kirjeldab keemiliste reaktsioonide käigus ülekantavat soojust. Kuumusena võib seda pidada füüsikateaduse üheks paljudest energiavormidest (nt gravitatsioonipotentsiaalenergia, kineetiline energia, heliline energia ja nii edasi).

Bondi entalpia on antud sideme moodustamiseks või purustamiseks vajalik energia. Selle väärtus võib molekulide vahel muutuda isegi sama tüüpi sidemete puhul. Näiteks H sideme energia₂O kaks O-H sidet on 464 kilodžauli mooli kohta (kJ / mol), kuid metanoolis (CH₃OH) ühe O-H sideme entalpia on 427 kJ / mol.

Sidemeentalpia D_{x − y} diatoomilise gaasi molekuli XY on entalpia muutus protsessis, mida esindab üldine reaktsioon:

XY (g) → X (g) + Y (g)

ΔH ° (298 K) = D_{x − y}

Mis tahes sideme entalpia valem antakse võrrandi standardiseerimiseks kokkuleppel 298 K juures. See on umbes toatemperatuur, võrdne 25 ° C või 77 ° F. Tegelikult on ülaltoodud reaktsioon enamasti hüpoteetiline, kuna enamus molekule ei eksisteeri 298 K juures monatoomiliste gaasidena.

Kui teil on kahe molekuli vahel lihtne reaktsioon ja teate indiviidi sidemeentalpiaid võlakirjade puhul saate järgmise seose abil arvutada kogu entalpia muutuse reaktsioon. Kui see on negatiivne, eraldub soojus ja reaktsioon on eksotermiline; positiivse reaktsiooni korral on reaktsioon endotermiline (ja see ei edene ilma energia lisamiseta).

H_rxn= ΣΔH_katki+ ΣΔH_tehtud

Arvutage reaktsiooni entalpia:

CO (g) + 2H₂(g) ⟶ CH₃OH (g)

Molekuli sidemete entalpia saab määrata üksikute sidemete entalpiate põhjal. Selleks vaadake tabelit, näiteks lehel, mis on toodud ressurssides.

Näete, et kokku on purunenud kolm sidet: kolmikside C ja O ning kahe H-H sideme vahel. Kogu entalpia on 1072 + 2 (432) = 1936 kJ.

Moodustatud võlakirjade arv on viis: kolm C−H sidemed, üks C-O side ja üks O-H side. Nende sidemete kogu entalpia on 3 (411) + 358 + 459 = 2050 kJ.

Seega on kogu entalpia muutus 1936 - 2050 = −114 kJ. Negatiivne märk näitab, et reaktsioon on eksotermiline, vabastav, selle asemel et energiat jätkata.