Kuinka lasketaan joukkovelkakirjojen entalpia

Kun molekyylit muodostuvat liittämällä sidoksia muodostavat atomit, prosessi joko edellyttää energian syöttö sidoksen luomiseksi tai vapauttaa energiaa lämpönä, koska kyseiset atomit "haluavat" sidos. Kummassakin tapauksessa reaktanttimolekyyleistä ja tuotemolekyyleistä koostuvassa järjestelmässä tapahtuu energiamuutos, jota tässä yhteydessä kutsutaan entalpian muutokseksi.

Molekyylejä, kuten luultavasti tiedätte, esiintyy kaikenlaisilla "makuilla" ja erityyppisten atomien (C−C, C = C, C−H N−O, C = O ja niin edelleen) johtaa monenlaisiin sidosentalpioihin. Reaktion entalpian muutos voidaan laskea sidosentalpian yksittäisistä arvoista yksinkertaisella aritmeettisella tavalla.

Atomit eivät yleensä "tykkää" olemasta yksin; useimmat kiroillaan elektronien järjestelyillä, jotka jättävät ne vähemmän kuin optimaaliseen energiatilaan. Vain jakamalla, luovuttamalla tai hankkimalla elektroneja useimmat atomit voivat saavuttaa alemman (ts. Edullisen) energiatilan. (Jalometallikaasut, kuten helium ja neon, ovat merkittäviä poikkeuksia.)

Kun atomit jakavat elektroneja luodakseen sidoksia, syntynyttä yhteyttä kutsutaan kovalenttiseksi sidokseksi. Vesi (H₂O) on yksi monista jokapäiväisistä esimerkeistä yhdisteistä, joissa on kovalenttisia sidoksia. Toisaalta, kun atomien välinen elektronegatiivisuusero on riittävän suuri, yksi atomi sisään vaikutus kiristää elektronin toisesta, mikä luo ionisidoksen, kuten pöytäsuolassa (natriumkloridi tai NaCl).

Erilaisilla sidoksilla on erilaiset sidosenergiat mukana olevien elektroniparien lukumäärän perusteella (kaksi ns. Yksittäissidoksessa, neljä kaksoissidoksessa ja kahdeksan kolmoissidoksessa) ja kuinka nämä kaksi atomia liittyvät toisiinsa sähköpotentiaalin ja muiden tekijöiden suhteen. Tulos on, että yksittäiset sidosenergiat tai sidosentalpiat, on kokeellisesti määritetty,

Entalpia on termodynamiikassa oleva määrä, joka kuvaa lämpöä, joka siirtyy kemiallisten reaktioiden aikana. Lämmönä sen voidaan ajatella olevan yksi fysiikan tieteen monista energiamuodoista (esim. Gravitaatiopotentiaalienergia, kineettinen energia, äänienergia ja niin edelleen).

Bond-entalpia on energia, joka tarvitaan tietyn sidoksen muodostamiseen tai rikkomiseen. Sen arvo voi muuttua molekyylien välillä, jopa saman tyyppiselle sidokselle. Esimerkiksi H: n sidosenergia₂O: n kaksi O-H-sidosta on 464 kilojoulea moolia kohden (kJ / mol), mutta metanolissa (CH₃OH) yhden O-H-sidoksen entalpia on 427 kJ / mol.

Sidosentalpia D_{x − y} piimaakaasumolekyylin XY on entalpian muutos prosessissa, jota edustaa yleinen reaktio:

XY (g) → X (g) + Y (g)

AH ° (298 K) = D_{x − y}

Mikä tahansa sidoksen entalpian kaava annetaan 298 K: ssa sopimalla yhtälön standardoimiseksi. Tämä on suunnilleen huoneen lämpötila, yhtä suuri kuin 25 ° C tai 77 ° F. Todellisuudessa yllä oleva reaktio on useimmiten hypoteettinen, koska suurinta osaa molekyyleistä ei ole monatomisia kaasuja 298 K: n lämpötilassa.

Jos sinulla on yksinkertainen reaktio kahden molekyylin välillä ja tiedät yksilön sidosentalpiat joukkovelkakirjoja, voit käyttää seuraavaa suhdetta laskeaksesi entalpian kokonaismuutoksen reaktio. Jos se on negatiivinen, vapautuu lämpöä ja reaktio on eksoterminen; jos reaktio on positiivinen, reaktio on endoterminen (eikä se edene ilman energian lisäämistä).

H_rxn= ΔΔH_rikki+ ΣΔH_tehty

Laske reaktion entalpia:

CO (g) + 2H₂(g) ⟶ CH₃OH (g)

Molekyylin sidosten entalpia voidaan määrittää yksittäisten sidosten entalpioista. Katso tästä taulukosta, kuten Resursseissa annettu sivu.

Voit nähdä, että kaikkiaan kolme sidosta on katkennut: Kolmoissidos C: n ja O: n ja kahden H-H-sidoksen välillä. Kokonaisentalpia on 1072 + 2 (432) = 1936 kJ.

Muodostuneiden sidosten lukumäärä on viisi: kolme C−H-sidokset, yksi C-O-sidos ja yksi O-H-sidos. Näiden sidosten kokonaisentalpia on 3 (411) + 358 + 459 = 2050 kJ.

Siten entalpian kokonaismuutos on 1936 - 2050 = −114 kJ. Negatiivinen merkki osoittaa, että reaktio on eksoterminen, vapauttava eikä vaadi energiaa etenemiseen.