Kaip apskaičiuoti obligacijų entalpiją

Kai molekulės susidaro jungiantis atomus, kurie sudaro ryšius, procesui reikia arba energijos įvedimas ryšiui sukurti arba energiją išskiria kaip šilumą, nes atitinkami atomai „nori“ obligacija. Bet kuriuo atveju sistema, susidedanti iš reaguojančių molekulių ir produkto molekulių, patiria energijos pokyčius, kurie šiame kontekste vadinami entalpijos pokyčiais.

Molekulės, kaip jūs tikriausiai žinote, yra įvairiausių „skonių“, o skirtingų ryšių ir ryšių tipų, pastebėtų tarp įvairių tipų atomų, skaičius (C−C, C = C, C−H, N−O, C = O ir t. T.) Atsiranda daugybė jungčių entalpijų. Reakcijos entalpijos pokytį paprasta aritmetiniu būdu galima apskaičiuoti iš atskirų jungties entalpijos verčių.

Atomai paprastai „nemėgsta“ egzistuoti atskirai; dauguma yra prakeikti savo elektronų išdėstymais, kurie palieka mažiau nei optimalias energijos būsenas. Tik dalijantis, dovanojant ar gaunant elektronus, dauguma atomų gali pasiekti žemesnę (t. Y. Pageidaujamą) energijos būseną. (Tauriosios dujos, tokios kaip helis ir neonas, yra reikšmingos išimtys.)

Kai atomai dalijasi elektronais, kad sukurtų ryšius, atsiradęs ryšys vadinamas kovalentiniu ryšiu. Vanduo (H₂O) yra vienas iš daugelio kasdienių junginių su kovalentiniais ryšiais pavyzdžių. Kita vertus, kai elektronų neigiamumo skirtumas tarp atomų yra pakankamai didelis, vienas atomas yra Efektas traukia elektroną iš kito, sukurdamas joninį ryšį, kaip ir valgomojoje druskoje (natrio chloridas arba natrio chloridas) NaCl).

Skirtingų rūšių ryšiai turi skirtingą ryšių energiją, atsižvelgiant į dalyvaujančių elektronų porų skaičių (dvi vadinamojoje vienoje jungtyje, keturios dviguboje jungtyje ir aštuoni triguboje jungtyje) ir kaip abu atomai yra susiję tarpusavyje pagal elektrinį potencialą ir kitus veiksnius. Rezultatas yra tas, kad atskiros ryšių energijos, arba surišti entalpijas, buvo eksperimentiškai nustatyti,

Entalpija yra termodinamikos kiekis, apibūdinantis šilumą, perduodamą cheminių reakcijų metu. Kaip šilumą, tai gali būti laikoma viena iš daugelio fizinių mokslų energijos formų (pvz., Gravitacijos potencialo energija, kinetinė energija, garsinė energija ir pan.).

Bondo entalpija yra energija, reikalinga tam tikram ryšiui sukurti ar nutraukti. Jo vertė gali keistis tarp molekulių, net ir to paties tipo jungtims. Pavyzdžiui, H jungties energija₂O du O – H ryšiai yra 464 kilodžauliai vienam moliui (kJ / mol), bet metanolyje (CH₃OH) vienos O-H jungties entalpija yra 427 kJ / mol.

Ryšio entalpija D_{x − y} diatominių dujų molekulės XY yra proceso, kurį rodo bendroji reakcija, entalpijos pokytis:

XY (g) → X (g) + Y (g)

ΔH ° (298 K) = D_{x − y}

Bet kuri jungties entalpijos formulė pateikiama esant 298 K temperatūrai pagal standartą, kad standartizuotų lygtį. Tai maždaug kambario temperatūra, lygi 25 ° C arba 77 ° F. Iš tikrųjų aukščiau pateikta reakcija dažniausiai yra hipotetinė, nes dauguma molekulių neegzistuoja kaip monatominės dujos 298 K temperatūroje.

Jei turite paprastą dviejų molekulių reakciją ir žinote individo ryšio entalpijas obligacijas, galite naudoti šį ryšį, kad apskaičiuotumėte bendrą reakcija. Jei jis neigiamas, išsiskiria šiluma ir reakcija yra egzoterminė; jei teigiama, reakcija yra endoterminė (ir nevyks be energijos pridėjimo).

H_rxn= ΣΔH_sulaužytas+ ΣΔH_pagamintas

Apskaičiuokite reakcijos entalpiją:

CO (g) + 2H₂g) ⟶ CH₃OH (g)

Molekuloje esančių ryšių entalpiją galima nustatyti iš atskirų ryšių entalpijų. Norėdami tai padaryti, žiūrėkite tokią lentelę kaip puslapis, pateiktas šaltiniuose.

Galite pamatyti, kad iš viso yra suskaidytos trys obligacijos: triguba jungtis tarp C ir O ir dvi H-H jungtys. Bendra entalpija yra 1072 + 2 (432) = 1936 kJ.

Susiformavusių obligacijų skaičius yra penki: trys C−H ryšiai, vienas C-O ryšys ir vienas O-H ryšys. Bendra šių jungčių entalpija yra 3 (411) + 358 + 459 = 2 050 kJ.

Taigi bendras entalpijos pokytis yra 1 936 - 2 050 = −114 kJ. Neigiamas ženklas rodo, kad reakcija yra egzoterminė, išlaisvinanti, o ne reikalaujanti energijos.