Kā aprēķināt obligāciju entalpiju

Kad molekulas tiek veidotas, savienojoties atomiem, kas veido saites, procesam ir nepieciešams vai nu enerģijas ievadīšana, lai izveidotu saiti, vai atbrīvo enerģiju kā siltumu, jo attiecīgie atomi to vēlas obligācija. Jebkurā gadījumā sistēmā, kas sastāv no reaģenta molekulām un produkta molekulām, notiek enerģijas maiņa, ko šajā kontekstā sauc par entalpijas izmaiņām.

Molekulām, kā jūs droši vien zināt, ir visdažādākās "garšas" un dažādu saišu un saišu veidu skaits, kas novērots starp dažādu veidu atomiem (C−C, C = C, C−H, N−O, C = O un tā tālāk) rada ļoti dažādas saites entalpijas. Reakcijas entalpijas izmaiņas var aprēķināt pēc saites entalpijas individuālajām vērtībām vienkāršā aritmētiskā veidā.

Atomi parasti "nepatīk" pastāvēt atsevišķi; lielākā daļa tiek nolādēti ar to elektronu izvietojumu, kas atstāj tos mazāk par optimālajiem enerģijas stāvokļiem. Tikai daloties, ziedojot vai iegūstot elektronus, lielākā daļa atomu var sasniegt zemāku (t.i., vēlamo) enerģijas stāvokli. (Cēlās gāzes, piemēram, hēlijs un neons, ir ievērojams izņēmums.)

Kad atomiem ir kopīgi elektroni, lai izveidotu saites, iegūto savienojumu sauc par kovalentu saiti. Ūdens (H₂O) ir viens no daudzajiem ikdienas piemēriem savienojumiem ar kovalentām saitēm. No otras puses, kad elektronegativitātes starpība starp atomiem ir pietiekami liela, viens atoms ir iekšā Efekts rausta elektronu no otra, radot jonu saiti, kā galda sālī (nātrija hlorīds vai NaCl).

Dažādu veidu saitēm ir dažādas saites enerģijas, pamatojoties uz iesaistīto elektronu pāru skaitu (divi tā sauktajā vienotajā saitē, četri dubultā un astoņi trīskāršā saitē) un to, kā abi atomi ir savstarpēji saistīti elektriskā potenciāla un citu faktoru ziņā. Rezultāts ir tāds, ka individuālās saites enerģijas jeb saites entalpijas, ir eksperimentāli noteikti,

Entalpija ir termodinamikas lielums, kas raksturo siltumu, kas tiek nodots ķīmisko reakciju laikā. Kā siltumu to var uzskatīt par vienu no daudzajiem fizikas zinātnes enerģijas veidiem (piemēram, gravitācijas potenciālā enerģija, kinētiskā enerģija, skaņas enerģija un tā tālāk).

Bonda entalpija ir enerģija, kas nepieciešama, lai izveidotu vai pārtrauktu noteiktu saiti. Tās vērtība var mainīties starp molekulām pat tāda paša veida saitēm. Piemēram, H saites enerģija₂O divas O-H saites ir 464 kilodžouli uz vienu molu (kJ / mol), bet metanolā (CH₃OH) vienas O-H saites entalpija ir 427 kJ / mol.

Saites entalpija D_{x − y} diatomiskās gāzes molekulas XY ir entalpijas izmaiņas procesā, ko pārstāv vispārējā reakcija:

XY (g) → X (g) + Y (g)

ΔH ° (298 K) = D_{x − y}

Jebkura saites entalpijas formula tiek dota pie 298 K pēc vienošanās, lai standartizētu vienādojumu. Tā ir aptuveni istabas temperatūra, vienāda ar 25 ° C vai 77 ° F. Patiesībā iepriekš minētā reakcija visbiežāk ir hipotētiska, jo lielākā daļa molekulu 298 K temperatūrā nepastāv kā monatomiskas gāzes.

Ja jums ir vienkārša reakcija starp divām molekulām un zināt indivīda saites entalpijas obligācijām, jūs varat izmantot šādas attiecības, lai aprēķinātu kopējās entalpijas izmaiņas reakcija. Ja tas ir negatīvs, tiek atbrīvots siltums, un reakcija ir eksotermiska; ja pozitīva, reakcija ir endotermiska (un nenotiks bez enerģijas pievienošanas).

H_rxn= ΣΔH_salauzts+ ΣΔH_izgatavots

Aprēķiniet reakcijas entalpiju:

CO (g) + 2H₂g) ⟶ CH₃OH (g)

Molekulas saišu entalpiju var noteikt pēc atsevišķo saišu entalpijām. Lai to izdarītu, skatiet tabulu, piemēram, lapu, kas norādīta resursos.

Var redzēt, ka kopumā ir sadalītas trīs saites: trīskāršā saite starp C un O un abas H-H saites. Kopējā entalpija ir 1072 + 2 (432) = 1936 kJ.

Izveidoto saišu skaits ir pieci: trīs C−H saites, viena C-O saite un viena O-H saite. Šo saišu kopējā entalpija ir 3 (411) + 358 + 459 = 2050 kJ.

Tādējādi kopējās entalpijas izmaiņas ir 1936 - 2050 = −114 kJ. Negatīvā zīme parāda, ka reakcija ir eksotermiska, drīzāk atbrīvojoša, nevis nepieciešama enerģija.