Hogyan lehet kiszámolni a kötés entalpia

Amikor molekulákat kötéseket alkotó atomok összekapcsolódásával képeznek, a folyamathoz vagy szükséges az energia bevitele a kötelék megteremtésére, vagy hőként felszabadítja az energiát, mert a szóban forgó atomok "akarják" kötvény. Mindkét esetben a reaktáns molekulákból és a termék molekulákból álló rendszer energiaváltozáson megy keresztül, amelyet ebben az összefüggésben entalpia változásnak nevezünk.

A molekulák, amint valószínűleg tudjátok, mindenféle "ízesítéssel" rendelkeznek, és a különböző típusú atomok között megfigyelt különböző kötések és kötéstípusok száma (C−C, C = C, C−H, N−O, C = O és így tovább) sokféle kötési entalpiát eredményez. A reakció entalpia-változása egyszerű számtani módszerrel kiszámítható a kötési entalpia egyedi értékeiből.

Az atomok általában nem "szeretik" önmagukban létezni; a legtöbbet elektronjaik elrendezésével átkozják, amelyek az optimálisnál alacsonyabb energiaállapotba kerülnek. Csak az elektronok megosztásával, adományozásával vagy megszerzésével érheti el az atomok többsége alacsonyabb (azaz előnyösebb) energiaállapotot. (A nemesgázok, mint például a hélium és a neon, nevezetes kivételek.)

Amikor az atomok megosztják az elektronokat, hogy kötéseket hozzanak létre, a létrejövő kapcsolatot kovalens kötésnek nevezzük. Víz (H₂Az O) a mindennapi példák egyike a kovalens kötésű vegyületekről. Másrészt, ha az atomok közötti elektronegativitás-különbség kellően nagy, egy atom van benne A hatás egy elektront rángat a másikból, és ionkötést hoz létre, mint az étkezési sóban (nátrium-klorid, ill NaCl).

A különféle kötések különböző kötési energiákkal rendelkeznek az érintett elektronpárok száma alapján (kettő egy úgynevezett egyszeres kötésben, négy kettős kötésben és nyolc hármas kötésben) és hogy a két atom hogyan viszonyul egymáshoz elektromos potenciál és egyéb tényezők szempontjából. Az eredmény az, hogy az egyes kötési energiák, ill kötési entalpia, kísérletileg meghatározták,

Entalpia a termodinamikában a kémiai reakciók során átvitt hőt leíró mennyiség. Hőként a fizikai tudomány számos energiaformájának (például gravitációs potenciális energia, mozgási energia, szonikus energia stb.) Egyikének tekinthető.

Bond entalpia az adott kötés kialakításához vagy megszakításához szükséges energia. Értéke változhat a molekulák között, még azonos típusú kötések esetén is. Például H kötési energiája₂O két O-H kötése 464 kilojoule / mol (kJ / mol), de metanolban (CH₃OH) az egy O-H kötés 427 kJ / mol entalpia.

A kötési entalpia D_{x − y} egy diatomi gázmolekula XY jelentése az entalpia változása a folyamat által képviselt folyamatnál:

XY (g) → X (g) + Y (g)

ΔH ° (298 K) = D_{x − y}

Bármely kötési entalpia képletet 298 K hőmérsékleten adunk meg egyezmény szerint az egyenlet standardizálása céljából. Ez körülbelül szobahőmérséklet, egyenlő 25 ° C vagy 77 ° F. A valóságban a fenti reakció legtöbbször hipotetikus, mivel a legtöbb molekula nem létezik monatomikus gázként 298 K-nál.

Ha egyszerű reakciója van két molekula között, és ismeri az egyén kötési entalpiáit kötések esetén a következő összefüggést használhatja a teljes entalpia változás kiszámításához reakció. Ha negatív, akkor hő szabadul fel, és a reakció exoterm; ha pozitív, a reakció endoterm (és nem megy tovább energia hozzáadása nélkül).

H_rxn= ΣΔH_törött+ ΣΔH_készült

Számítsa ki a reakció entalpiáját:

CO (g) + 2H₂(g) ⟶ CH₃OH (g)

A molekulában lévő kötések entalpia meghatározható az egyes kötések entalpiáiból. Ehhez lásd egy táblázatot, például az Erőforrások oldalon megadott oldalt.

Láthatja, hogy összesen három kötés szakadt meg: A hármas kötés C és O és a két H-H kötés között. A teljes entalpia 1072 + 2 (432) = 1936 kJ.

A kialakult kötések száma öt: három C−H kötések, egy C-O kötés és egy O-H kötés. Ezeknek a kötéseknek az összes entalpiája 3 (411) + 358 + 459 = 2050 kJ.

Így az entalpia teljes változása 1936 - 2 050 = −114 kJ. A negatív jel azt mutatja, hogy a reakció exoterm, felszabadító, nem pedig energiát igényel a folytatáshoz.