Hur man beräknar obligationsentalpi

När molekyler bildas genom sammanfogning av atomer som bildar bindningar, kräver processen antingen en tillförsel av energi för att skapa bindningen eller frigör energi som värme eftersom atomerna i fråga "vill" obligation. I båda fallen genomgår systemet som består av reaktantmolekylerna och produktmolekylerna en energiförändring, som i detta sammanhang kallas en entalpiförändring.

Molekyler, som ni säkert vet, finns i alla slags "smaker" och antalet olika bindningar och bindningstyper som observeras mellan olika typer av atomer (C−C, C = C, C−H, N−O, C = O och så vidare) resulterar i ett stort antal bindningsenthalpier. Enhalpiförändringen för en reaktion kan beräknas från de enskilda värdena för bindningsentalpi på ett enkelt aritmetiskt sätt.

Atomer "gillar" vanligtvis inte att existera på egen hand; de flesta är förbannade med arrangemang av sina elektroner som lämnar dem i mindre än optimala energitillstånd. Endast genom att dela, donera eller få elektroner kan de flesta atomer uppnå ett lägre (dvs föredraget) energitillstånd. (Ädelgaserna, såsom helium och neon, är anmärkningsvärda undantag.)

När atomer delar elektroner för att skapa bindningar kallas den resulterande anslutningen en kovalent bindning. Vatten (H₂O) är ett av många vardagliga exempel på föreningar med kovalenta bindningar. Å andra sidan, när elektronegativitetsskillnaden mellan atomer är tillräckligt stor, kommer en atom in effekt rycker en elektron från den andra, vilket skapar en jonbindning, som i bordssalt (natriumklorid eller NaCl).

Olika typer av bindningar har olika bindningsenergier baserat på antalet inblandade elektronpar (två i en så kallad enkelbindning, fyra i en dubbelbindning och åtta i en trippelbindning) och hur de två atomerna relaterar till varandra när det gäller elektrisk potential och andra faktorer. Resultatet är att enskilda bindningsenergier, eller bond entalpier, har bestämts experimentellt,

Enthalpi är en mängd i termodynamik som beskriver värmen som överförs under kemiska reaktioner. Som värme kan det betraktas som en av de många energiformerna inom fysikalisk vetenskap (t.ex. gravitationell potentiell energi, kinetisk energi, sonisk energi och så vidare).

Bond entalpi är den energi som krävs för att bilda eller bryta ett givet band. Dess värde kan förändras mellan molekyler, även för samma typ av bindning. Till exempel är bindningsenergin för H₂O: s två O-H-bindningar är 464 kilojoules per mol (kJ / mol), men i metanol (CH₃OH) den ena O-H-bindningen har en entalpi på 427 kJ / mol.

Bindningsentalpi D_{x − y} av en diatomisk gasmolekyl XY är entalpiförändringen för processen som representeras av den generiska reaktionen:

XY (g) → X (g) + Y (g)

AH ° (298 K) = D_{x − y}

Varje bindningsentalpiformel ges vid 298 K enligt konvention för att standardisera ekvationen. Detta är ungefär rumstemperatur, lika med 25 ° C eller 77 ° F. I verkligheten är reaktionen ovan oftast hypotetisk, eftersom de flesta molekyler inte existerar som monatomiska gaser vid 298 K.

Om du har en enkel reaktion mellan två molekyler och känner till individens bindningsenthalpier obligationer kan du använda följande relation för att beräkna den totala entalpiförändringen för reaktion. Om den är negativ frigörs värme och reaktionen är exoterm; om den är positiv är reaktionen endoterm (och fortsätter inte utan tillsats av energi).

H_rxn= ΣΔH_bruten+ ΣΔH_gjord

Beräkna reaktionens entalpi:

CO (g) + 2H₂(g) ⟶ CH₃OH (g)

Entalpi av bindningarna i molekylen kan bestämmas utifrån entalpierna för de enskilda bindningarna. För detta, hänvisa till en tabell som sidan i resurserna.

Du kan se att det finns totalt tre bindningar trasiga: den tredubbla bindningen mellan C och O och de två H-H-bindningarna. Den totala entalpin är 1072 + 2 (432) = 1.936 kJ.

Antalet bildade obligationer är fem: tre C.−H-bindningar, en C-O-bindning och en O-H-bindning. Den totala entalpin för dessa bindningar är 3 (411) + 358 + 459 = 2050 kJ.

Således är den totala entalpiändringen 1.936 - 2.050 = −114 kJ. Det negativa tecknet visar att reaktionen är exoterm, befriande snarare än att kräva energi för att fortsätta.