Bindingsenergie is een meetbare aantrekkingskracht tussen de atomen in een molecuul en kan worden gebruikt om de uitkomsten van reacties te voorspellen. EENchemische bindingis eenstabiele opstelling van elektronen, en de energie die nodig is om elke binding te verbreken, kan worden opgezocht in een referentietabel en worden gebruikt in bindingsenergieberekeningen om de totale energieverandering te vinden die in een reactie wordt verwacht.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
Bond Energie (BE) Formule: Δ Ereactie = ∑ BE bindingen verbroken ∑ BE gevormde bindingen
Je kunt de energie vinden die vrijkomt (of nodig is) wanneer een reactie plaatsvindt door het verschil te nemen tussen de bindingsenergie van de bindingen die breken en de bindingsenergie van de bindingen die worden gevormd.
Factoren die de hechtingssterkte beïnvloeden
De bindingssterkte wordt beïnvloed door de bindingslengte, die wordt beïnvloed door de atoomstraal, kernlading, elektronegativiteit en of de binding een enkele, dubbele of drievoudige binding is. Merk op dat er uitzonderingen zijn, maar het geeft een algemene trend.
Atoomstraal, indien groot, betekent dat de buitenste elektronen ver verwijderd zijn van de aantrekkingskracht van de positief geladen kern. Twee kleine atomen zullen fysiek dichter bij elkaar staan dan grote, dus de binding zal sterker zijn.
nucleaire ladingwordt beïnvloed door het aantal protonen in de kern. Vergelijk neon Ne (atoomnummer 10) en natriumion Na+ (atoomnummer 11). Beide hebben 10 elektronen, maar Na+ heeft 11 protonen en neon heeft slechts 10 protonen, wat resulteert in een hogere nucleaire lading voor Na+.
In het periodiek systeem hebben de elementen die dichter bij de rechterkant staan meerelektronegativiteiten zullen daarom sterkere banden vormen dan die dichter bij de linkerkant. Elementen die zich dichter bij de bovenkant van het periodiek systeem bevinden, hebben ook meer elektronegativiteit dan die dichter bij de onderkant. Fluor is bijvoorbeeld veel reactiever dan jodium en koolstof is reactiever dan lithium.
Dubbele bindingenaanzienlijk meer energie nodig hebben voordat ze kunnen worden gebroken. Let op het verschil in de hieronder vermelde bindingsenergieën voor koolstof.
Enkele binding: C-C bindingsenergie is 346 kJ/mol
Dubbele binding: C=C bindingsenergie is 602 kJ/mol
Drievoudige binding: C ≡ C bindingsenergie is 835 kJ/mol
Voorbeeld energieberekeningen voor obligaties
Wat is de energieverandering wanneer HCl wordt toegevoegd aan C. met behulp van de gegeven tabel met bindingsenergieën2H4 C. produceren2H5kl?
H—Cl |
432 |
C—H |
413 |
C=C |
602 |
C—C |
346 |
C—Cl |
339 |
LibreTexts: https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Physical_and_Theoretical_Chemistry_Textbook_Maps/Supplemental_Modules_(Physical_and_Theoretical_Chemistry)/Chemical_Bonding/Fundamentals_of_Chemical_Bonding/Chemical_Bonds/Bond_Lengths_and_Energies
Bond Energie Formule
De energieverandering van de reactie is gelijk aan de som van de bindingsenergie van de verbroken bindingen minus de som van de bindingsenergie van de gevormde bindingen.
\Delta E_{reactie}=\Sigma BE_{bindingen verbroken}-\Sigma BE_{bindingen gevormd}
Teken de moleculen: H2C=CH2 + H-Cl ⟹ H3C—CH2-Cl
Je kunt zien dat de dubbele binding tussen de koolstofatomen breekt en een enkele binding wordt. Je weet dat het zoutzuur, HCl, zal dissociëren in de ionen H+ en Cl-, en deze ionen zullen zich binden aan de koolstofketenstructuur.
Verbroken bindingen (bindingsenergie kJ/mol):
C=C (602)
H—CL (432)
Voeg deze nu bij elkaar:
\Sigma BE_{bindingen verbroken}=602+432=1034
Gevormde bindingen (bindingsenergie kJ/mol):
C—C (346)
C-Cl (339)
C-H (413)
Voeg deze nu bij elkaar:
\Sigma BE_{bonden gevormd}=346+339+413=1089
\Delta E_{reactie}=\Sigma BE_{bindingen verbroken}-\Sigma BE_{bindingen gevormd}=1034-1089=-55\text{ kJ}
Het eindresultaat,-55 kJ, is negatief, wat aangeeft dat de reactie exotherm was (warmte vrijgekomen).