Hvordan beregne obligasjonsentalpi

Når molekyler dannes ved sammenføyning av atomer som danner bindinger, krever prosessen enten en tilførsel av energi for å skape båndet eller frigjør energi som varme fordi atomene det er snakk om "vil" knytte bånd. I begge tilfeller gjennomgår systemet som består av reaktantmolekylene og produktmolekylene en energiendring, som i denne sammenheng kalles en entalpiendring.

Molekyler, som du sikkert vet, kommer i alle slags "smaker", og antall forskjellige bindinger og bindingstyper observert mellom forskjellige typer atomer (C−C, C = C, C−H, N−O, C = O og så videre) resulterer i et bredt utvalg av bindingshalppier. Entalpiendringen for en reaksjon kan beregnes ut fra de enkelte verdiene av bindingsentalpi på en enkel aritmetisk måte.

Atomer "liker" vanligvis ikke å eksistere alene; de fleste er forbannet med arrangementer av deres elektroner som etterlater dem i mindre enn optimale energitilstander. Bare ved å dele, donere eller skaffe elektroner kan de fleste atomer oppnå en lavere (dvs. foretrukket) energitilstand. (Edelgassene, som helium og neon, er bemerkelsesverdige unntak.)

Når atomer deler elektroner for å skape bindinger, kalles den resulterende forbindelsen en kovalent binding. Vann (H₂O) er et av mange hverdagseksempler på forbindelser med kovalente bindinger. På den annen side, når elektronegativitetsforskjellen mellom atomer er tilstrekkelig stor, kommer ett atom inn effekt rykker et elektron fra den andre, og skaper en ionisk binding, som i bordsalt (natriumklorid, eller NaCl).

Ulike typer bindinger har forskjellige bindingsenergier basert på antall involverte elektronpar (to i en såkalt enkeltbinding, fire i en dobbeltbinding og åtte i en tredobling) og hvordan de to atomene forholder seg til hverandre når det gjelder elektrisk potensial og andre faktorer. Resultatet er at individuelle båndenergier, eller obligasjons entalpier, har blitt eksperimentelt bestemt,

Enthalpy er en mengde i termodynamikk som beskriver varmen som overføres under kjemiske reaksjoner. Som varme kan det betraktes som en av de mange energiformene innen naturvitenskap (f.eks. Gravitasjonspotensialenergi, kinetisk energi, lydenergi og så videre).

Bond entalpi er energien som kreves for å danne eller bryte en gitt binding. Verdien kan endre seg mellom molekyler, selv for samme type binding. For eksempel er bindingsenergien til H₂O's to O-H-bindinger er 464 kilojoule per mol (kJ / mol), men i metanol (CH₃OH) den ene O-H-bindingen har en entalpi på 427 kJ / mol.

Bindingens entalpi D_{x − y} av et diatomisk gassmolekyl XY er entalpiendringen for prosessen representert av den generiske reaksjonen:

XY (g) → X (g) + Y (g)

ΔH ° (298 K) = D_{x − y}

Enhver form for obligasjonsentalpi er gitt ved 298 K ved konvensjon for å standardisere ligningen. Dette er omtrent romtemperatur, lik 25 ° C eller 77 ° F. I virkeligheten er reaksjonen ovenfor ofte hypotetisk, da de fleste molekyler ikke eksisterer som monatomiske gasser ved 298 K.

Hvis du har en enkel reaksjon mellom to molekyler og kjenner bindingsenthalpiene til individet obligasjoner, kan du bruke følgende forhold til å beregne den totale entalpiendringen for reaksjon. Hvis det er negativt, frigjøres varme, og reaksjonen er eksoterm; hvis den er positiv, er reaksjonen endoterm (og vil ikke fortsette uten tilsetning av energi).

H_rxn= ΣΔH_{gått i stykker}+ ΣΔH_laget

Beregn entalpi av reaksjonen:

CO (g) + 2 H₂(g) ⟶ CH₃OH (g)

Entalpien av bindingene i molekylet kan bestemmes ut fra entalpiene til de enkelte bindingene. For dette, se en tabell som siden gitt i Ressursene.

Du kan se at det er totalt tre bindinger brutt: Trippelbindingen mellom C og O og de to H − H bindinger. Total entalpi er 1072 + 2 (432) = 1.936 kJ.

Antall dannede obligasjoner er fem: tre C.−H-bindinger, en C-O-binding og en O-H-binding. Den totale entalpi av disse bindingene er 3 (411) + 358 + 459 = 2050 kJ.

Dermed er total entalpiendring 1.936 - 2.050 = −114 kJ. Det negative tegnet viser at reaksjonen er eksoterm, frigjørende snarere enn å kreve energi for å fortsette.