Bindingsenergi er et vigtigt begreb inden for kemi, der beskriver mængden af energi, der kræves for at bryde bindinger mellem kovalente bindingsgasser. Fyld-type bindingsenergier gælder ikke for ioniske bindinger. Når 2 atomer bindes sammen for at danne et nyt molekyle, kan graden af bindingsstyrke mellem atomerne bestemmes ved at måle mængden af energi, der kræves for at bryde bindingen. Husk, at et atom ikke har nogen bindingsenergi; denne energi findes kun i bindinger mellem to atomer. For at beregne bindingsenergier skal du blot bestemme det samlede antal brudte obligationer og derefter trække det samlede antal dannede bindinger fra.
Trin
Del 1 af 2: Bestemmelse af de ødelagte og dannede obligationer
Trin 1. Definer ligningen for at beregne bindingsenergien
Bindingsenergi defineres som summen af alle brudte obligationer minus antallet af dannede bindinger: H = H(bryde bånd) - H.(binding dannet). H er ændringen i bindingsenergi, også kendt som bindingsentalpien, og H er summen af bindingsenergierne for hver side af ligningen.
- Denne ligning er en form for Hess lov.
- Enheden for bindingsenergi er kilojoule pr. Mol eller kJ/mol.
Trin 2. Skriv en kemisk ligning, der viser alle de intermolekylære bindinger
Når ligningen for reaktionen i problemet kun skrives med kemiske symboler og tal, er det nyttigt at skrive denne ligning, fordi den beskriver alle de bindinger, der dannes mellem de forskellige elementer og molekyler. Denne visuelle repræsentation giver dig mulighed for at beregne alle bindinger, der er brudt og dannet på reaktant- og produktsiden af ligningen.
- Husk, at venstre side af ligningen er reaktanterne, og den højre side er produkterne.
- Enkelt-, dobbelt- og tredobbeltbindinger har forskellige bindingsenergier, så sørg for at tegne et diagram med de korrekte bindinger mellem elementerne.
- For eksempel, hvis du tegner følgende ligning for reaktionen mellem 2 hydrogener og 2 brom: H2(g) + Br2(g)-2 HBr (g) får du: H-H + Br-Br-2 H-Br. Bindestreg (-) angiver en enkelt binding mellem elementerne i reaktanterne og produkterne.
Trin 3. Kend reglerne for tælling af brudte og dannede obligationer
I nogle tilfælde vil bindingsenergierne, der vil blive brugt til denne beregning, være gennemsnittet. Den samme binding kan have lidt forskellige bindingsenergier baseret på de dannede molekyler; således bruges den gennemsnitlige bindingsenergi almindeligt..
- Enkelt, dobbelt og tredobbelt bindinger behandles som 1 pause. De har alle forskellige bindingsenergier, men tæller som kun en pause.
- Det samme gælder for enkelt-, dobbelt- eller tredobbelt formationer. Dette vil tælle som en formation.
- I dette eksempel er alle obligationer enkeltbindinger.
Trin 4. Identificer bindingsbruddet på venstre side af ligningen
Den venstre side af ligningen indeholder reaktanterne, som vil repræsentere alle de brudte bindinger i ligningen. Det er en endotermisk proces, der kræver absorption af energi for at bryde bindinger.
I dette eksempel har venstre side 1 H-H-binding og 1 Br-Br-binding
Trin 5. Tæl alle bindinger dannet på højre side af ligningen
Den højre side af ligningen indeholder alle produkterne. Disse er alle de bindinger, der vil dannes. Bindingsdannelse er en eksoterm proces, der frigiver energi, normalt i form af varme.
I dette eksempel har højre side 2 H-Br-bindinger
Del 2 af 2: Beregning af bindingsenergi
Trin 1. Find bindingsenergien for den pågældende binding
Der er mange tabeller, der indeholder oplysninger om de gennemsnitlige bindingsenergier for en bestemt binding. Du kan slå det op på internettet eller i kemibøger. Det er vigtigt at bemærke, at informationen om bindingsenergi i tabellen altid er for gasformige molekyler.
- For eksempel vil du finde bindingsenergierne for H-H, Br-Br og H-Br.
- H-H = 436 kJ/mol; Br-Br = 193 kJ/mol; H-Br = 366 kJ/mol.
-
For at beregne bindingsenergien for et molekyle i flydende form, skal du også finde entalpien for fordampningsændring for det flydende molekyle. Dette er den mængde energi, der kræves for at omdanne en væske til en gas. Dette tal summeres til den samlede bindingsenergi.
For eksempel: Hvis spørgsmålet spørger om flydende vand, skal du tilføje entalpiændringen af fordampning af vand (+41 kJ) til ligningen
Trin 2. Multiplicer bindingsenergien med antallet af brudte obligationer
I nogle ligninger kan du få den samme binding brudt mange gange. For eksempel, hvis 4 hydrogenatomer er i et molekyle, skal hydrogenbindingsenergien beregnes fire gange, aka gange 4.
- I dette eksempel er der kun 1 binding pr. Molekyle, så gang blot bindingsenergien med 1.
- H-H = 436 x 1 = 436 kJ/mol
- Br-Br = 193 x 1 = 193 kJ/mol
Trin 3. Tilføj alle bindingsenergierne for de brudte obligationer
Efter at have multipliceret bindingsenergierne med antallet af individuelle bindinger, skal du optage alle bindinger på reaktantsiden.
I vores eksempel er antallet af brudte bindinger H-H + Br-Br = 436 + 193 = 629 kJ/mol
Trin 4. Gang bindingsenergien med antallet af dannede bindinger
Som når du arbejder med at bryde bindinger på reaktantsiden, skal du gange antallet af bindinger dannet af de respektive bindingsenergier. Hvis der dannes 4 hydrogenbindinger, ganges energien af disse bindinger med 4.
I dette eksempel dannes 2 H-Br-bindinger, så H-Br-bindingsenergien (366 kJ/mol) multipliceres med 2: 366 x 2 = 732 kJ/mol
Trin 5. Tilføj alle de dannede bindingsenergier
Igen, som at bryde bindinger, lægges alle bindinger dannet på produktsiden sammen. Nogle gange dannes der kun 1 produkt, og du kan springe dette trin over.
I vores eksempel dannes der kun 1 produkt, så den dannede bindingsenergi er lig med bindingsenergien for de 2 H-Br-bindinger, som er 732 kJ/mol
Trin 6. Træk antallet af bindinger dannet af brudte bindinger
Når alle bindingsenergierne på begge sider er lagt sammen, trækkes blot de brudte bindinger med de dannede bindinger. Husk denne ligning: H = H(bryde bånd) - H.(binding dannet). Sæt tallene i formlen og træk fra.
I dette eksempel: H = H(bryde bånd) - H.(binding dannet) = 629 kJ/mol - 732 kJ/mol = -103 kJ/mol.
Trin 7. Bestem om hele reaktionen er endoterm eller eksoterm
Det sidste trin er at beregne bindingsenergier for at afgøre, om reaktionen frigiver energi eller forbruger energi. En endotermisk (som forbruger energi) vil have en positiv slutbindingsenergi, mens en eksoterm reaktion (som frigiver energi) vil have en negativ bindingsenergi.
