Hovedforskjell - Bond Energy vs Bond Enthalpy
Både bindingsenergi og bindingsentalpi beskriver det samme kjemiske konseptet; mengden energi som kreves for å bryte fra seg et mol molekyler i komponentatomer. Dette måler styrken til en kjemisk binding. Derfor kalles det også bindestyrke. Bindingsenergien beregnes som en gjennomsnittsverdi av bindingsdissosieringsenergier ved 298 K for kjemiske arter i gassfasen. Det er ingen vesentlig forskjell mellom begrepene bindingsenergi og bindingsenthalpi, men bindingsenergi er betegnet med "E" mens bindingsenhalpi er betegnet med "H".
INNHOLD
1. Oversikt og nøkkelforskjell
2. Hva er obligasjonsenergi
3. Hva er obligasjonsentalpi
4. Sammenligning ved siden av hverandre - Obligasjonsenergi mot obligasjonsentalpi i tabellform
5. Sammendrag
Hva er Bond Energy?
Bindingsenergi eller bindingsentalpi er et mål på bindingsstyrken. Bindingsenergi er mengden energi som kreves for å bryte fra seg en mol molekyler i komponentatomer. Dette betyr at bindingsenergi er energien som kreves for å bryte en kjemisk binding. Obligasjonsenergi er betegnet som "E". Måleenheten er kJ / mol.
Kjemiske bindinger dannes mellom atomer for å oppnå en stabil tilstand når de enkelte atomer har høy energi som er ustabil. Dette betyr at kjemisk bindingsdannelse reduserer energien til et system. Derfor frigjøres noe av energien (vanligvis som varme) når det dannes kjemiske bindinger. Derfor er bindingsdannelsen en eksoterm reaksjon. For å bryte denne kjemiske bindingen, bør det tilføres energi (like mye energi som energien som frigjøres mens bindingen dannes). Denne energimengden er kjent som bindingsenergien eller bindingsentalpien.
Figur 1: Energidiagram for bindingsdannelse (venstre) og bindingsdissosiasjon (høyre).
Bindingsenergien er lik forskjellen mellom entalpi av produkter (atomer) og reaktanter (startmolekyl). Hvert molekyl skal ha sine egne bindingsenergiverdier. Men det er unntak. For eksempel avhenger bindingsenergien til CH-bindingen av molekylet der bindingen oppstår. Derfor beregnes bindingsenergien som en gjennomsnittsverdi av obligasjonsdissosieringsenergier.
Bindingsenergien er den gjennomsnittlige bindingsdissosieringsenergien for den samme arten i gassfase (ved 298 K temperatur). For eksempel kan bindingsenergi av metan molekyl (CH 4 er) mengden av energi som kreves for å danne et karbonatom, og 4 hydrogenradikaler. Deretter kan bindingsenergien til CH-bindingen beregnes ved å ta summen av obligasjonsdissosieringsenergiene til hver CH-binding og dele den totale verdien med 4.
Eks: Bond energi av OH-binding i H 2 O-molekylet kan beregnes som følger.
Mengden energi som kreves for å bryte H-OH-bindingen = 498,7 kJ / mol
Mengden energi som kreves for å bryte OH-bindingen (i gjenværende OH-radikal) = 428 kJ / mol
Gjennomsnittlig bindingsdissosieringsenergi = (498,7 + 428) / 2
= 463,35 kJ / mol ≈ 464 kJ / mol
Derfor bindingsenergi av OH i H 2 O-molekylet er regnet som 464 kJ / mol.
Hva er Bond Enthalpy?
Bindingsentalpi eller bindingsenergi er mengden energi som kreves for å skille et molekyl i dets atomkomponenter. Det er et mål på bindingsstyrken. Obligasjonsentalpien er betegnet som "H".
Hva er forskjellen mellom Bond Energy og Bond Enthalpy?
- Bindingsenergi eller bindingsentalpi er mengden energi som kreves for å bryte fra seg en mol molekyler i komponentatomer.
- Bindingsenergi er betegnet som "E" mens bindeintalpi er betegnet som "H".
Sammendrag - Bond Energy vs Bond Enthalpy
Bindingsenergien eller bindingsentalpi er mengden energi som kreves for å skille et mol molekyler inn i atomkomponentene i gassfase. Det beregnes ved hjelp av bindingsdissosiasjonsenergiverdiene til kjemiske bindinger. Derfor er bindingsenergien gjennomsnittsverdien av obligasjonsdissosieringsenergier. Det er alltid en positiv verdi fordi bindingsdissosiasjonen er endoterm (bindingsdannelse er eksoterm). Det er ingen vesentlig forskjell mellom bindingsenergi og bindingsentalpi.
