Pdf downloaden
Pdf downloaden
Bindingsenergie is een belangrijk concept in de chemie dat de hoeveelheid energie definieert die nodig is om een binding tussen een covalent gebonden gas te verbreken. [1] X Bron Dit type bindingsenergie is niet van toepassing op ionbindingen. [2] X Bron Wanneer twee atomen zich binden om een nieuw molecuul te vormen, is het mogelijk om te bepalen hoe sterk de binding tussen atomen is, door de hoeveelheid energie te meten die nodig is om die binding te verbreken. Vergeet niet dat een enkel atoom geen bindingsenergie heeft -- het is de binding tussen twee atomen die energie heeft. Om de bindingsenergie van een reactie te berekenen, bepaal je simpelweg het totale aantal verbroken bindingen en trek je vervolgens het totale aantal gevormde bindingen er vanaf.
Stappen
-
Definieer de vergelijking voor het berekenen van bindingsenergie. Bindingsenergie wordt gedefinieerd door de som van alle verbroken bindingen min de som van alle gevormde bindingen: ΔH = ∑H (verbroken bindingen) - ∑H (gevormde bindingen) . ΔH is de verandering in bindingsenergie, ook wel de bindingsenthalpie genoemd en ∑H is de som van de bindingsenergieën voor elke kant van de vergelijking. [3] X Bron
- Deze vergelijking is een vorm van de Wet van Hess.
- De eenheid voor bindingsenergie is kilojoules per mol, of kJ/mol. [4] X Bron
-
Teken de chemische vergelijking die alle bindingen tussen de moleculen laat zien. Wanneer een reactievergelijking eenvoudigweg geschreven is met chemische symbolen en getallen, is het nuttig om deze vergelijking uit te tekenen, om zodoende alle bindingen tussen de verschillende elementen en moleculen te laten zien. Met deze visuele weergave kunt je eenvoudig alle bindingen tellen die aan de reactie- en productzijde van de vergelijking verbreken en zich vormen.
- Vergeet niet dat de linkerzijde van de vergelijking alle reactanten bevat en de rechterzijde alle producten.
- Enkele, dubbele en drievoudige bindingen hebben verschillende bindingsenergieën, dus zorg ervoor dat je het diagram met de juiste bindingen tussen de elementen tekent. [5] X Bron
- Als je bijvoorbeeld de vergelijking H 2 (g) + Br 2 (g) ---> 2 HBr(g) zou tekenen voor een reactie tussen 2 waterstof en 2 broom, dan ziet dit eruit als H-H + Br-Br ---> 2 H-Br. De koppeltekens staan voor enkele bindingen tussen de elementen in de reactanten en de producten.
-
Leer de regels voor het tellen van verbroken en gevormde bindingen. In de meeste gevallen zullen de bindingsenergieën die je gebruikt voor deze berekeningen, gemiddelden zijn. [6] X Bron Dezelfde binding kan een iets andere bindingsenergie hebben op basis van het molecuul waarin het wordt gevormd -- daarom worden over het algemeen gemiddelde bindingsenergieën gebruikt. [7] X Bron .
- Een enkele, dubbele en driedubbele binding worden allemaal behandeld als één verbroken binding. Ze hebben allemaal verschillende bindingsenergieën, maar tellen slechts als een enkele verbroken binding.
- Hetzelfde geldt voor de vorming van een enkele, dubbele of driedubbele binding. Deze worden geteld als een enkele gevormde binding.
- In ons voorbeeld zijn alle bindingen enkelvoudige bindingen.
-
Wijs de verbroken bindingen aan de linkerkant van de vergelijking aan. De linkerkant bevat de reactanten. Deze vertegenwoordigen alle verbroken bindingen in de vergelijking. Dit is een endotherm proces dat de absorptie van energie vereist om de bindingen te verbreken. [8] X Bron
- In ons voorbeeld heeft de linkerzijde 1 H-H binding en 1 Br-Br binding.
-
Tel de bindingen die gevormd zijn aan de rechterkant van de vergelijking. De rechterzijde bevat alle producten. Dit zijn alle bindingen die zullen worden gevormd. Dit is een exotherm proces dat energie vrijgeeft, meestal in de vorm van warmte. [9] X Bron
- In ons voorbeeld heeft de rechterkant 2 H-Br bindingen.
Advertentie
-
Zoek de bindingsenergieën van de bindingen in kwestie op. Er zijn veel tabellen die informatie bevatten over de gemiddelde bindingsenergieën voor een specifieke binding. Deze tabellen kunnen online of in een chemieboek worden gevonden. Het is belangrijk om op te merken dat deze bindingsenergieën altijd voor moleculen in een gasvormige toestand zijn. [10] X Bron
- In ons voorbeeld moet je de bindingsenergie vinden voor een H-H binding, een Br-Br binding en een H-Br binding.
- H-H = 436 kJ/mol, Br-Br = 193 kJ/mol en H-Br = 366 kJ/mol. [11] X Bron
- Om de bindingsenergie voor moleculen in vloeibare toestand te berekenen, moet je ook de enthalpieverandering van de verdamping van het vloeibare molecuul opzoeken. Dit is de hoeveelheid energie die nodig is om de vloeistof om te zetten in een gas. [12]
X
Bron
Dit getal wordt opgeteld bij de totale bindingsenergie.
- Bijvoorbeeld: Als je vloeibaar water zou krijgen, dan zou je de enthalpieverandering van de verdamping van water (+41 kJ) moeten toevoegen aan de vergelijking. [13] X Bron
-
Vermenigvuldig de bindingsenergieën met het aantal verbroken bindingen. In sommige vergelijkingen kan dezelfde binding meerdere malen verbroken worden. [14] X Bron Stel bijvoorbeeld dat het molecuul vier atomen waterstof bevat, dan moet de bindingsenergie van waterstof vier keer worden geteld, of vermenigvuldigd met 4.
- In ons voorbeeld is er slechts één binding van elk molecuul, dus de bindingsenergieën worden eenvoudigweg met één vermenigvuldigd.
- H-H = 436 x 1 = 436 kJ/mol
- Br-Br = 193 x 1 = 193 kJ/mol
-
Tel alle bindingsenergieën van de verbroken bindingen bij elkaar op. Zodra je de bindingsenergieën met het aantal individuele bindingen hebt vermenigvuldigd, moet je vervolgens alle bindingen aan de reactiezijde bij elkaar optellen. [15] X Bron
- In ons voorbeeld is de som van de gebroken bindingen H-H + Br-Br = 436 + 193 = 629 kJ/mol.
-
Vermenigvuldig de bindingsenergieën met het aantal gevormde bindingen. Net zoals je deed voor de verbroken bindingen aan de reactiezijde, ga je het aantal gevormde bindingen vermenigvuldigen met de respectievelijke bindingsenergie. [16] X Bron Als er vier waterstofbruggen zijn gevormd, dan moet je die bindingsenergie vermenigvuldigen met vier.
- In ons voorbeeld hebben we 2 H-Br bindingen gevormd, dus de bindingsenergie van H-Br (366 kJ/mol) zal met twee worden vermenigvuldigd: 366 x 2 = 732 kJ/mol.
-
Tel alle gevormde bindingsenergieën bij elkaar op. Opnieuw ga je, net zoals je deed met de verbroken bindingen, alle gevormde bindingen aan de productzijde optellen. [17] X Bron Soms heb je slechts één product gevormd en kan je deze stap overslaan.
- In ons voorbeeld wordt er slechts één product gevormd, dus is de energie van de gevormde bindingen gewoon de energie van de 2 H-Br bindingen, ofwel 732 kJ/mol.
-
Trek de gevormde bindingen af van de verbroken bindingen. Zodra je alle bindingsenergieën voor beide kanten hebt opgeteld, trek je gewoon de gevormde bindingen af van de verbroken bindingen. Onthoud de vergelijking: ΔH = ∑H (bindingen verbroken) - ∑H (gevormde bindingen) . Vul de berekende waarden in de vergelijking en bereken de min-som.
- In ons voorbeeld: ΔH = ∑H (verbroken bindingen) - ∑H (gevormde bindingen) = 629 kJ/mol - 732 kJ/mol = -103 kJ/mol.
-
Bepaal of de gehele reactie endotherm of exotherm was. De laatste stap in het berekenen van de bindingsenergie is het bepalen of de reactie energie vrijgeeft of energie verbruikt. Een endotherme reactie (een die energie verbruikt) zal een uiteindelijke bindingsenergie hebben die positief is, terwijl een exotherme reactie (een die energie vrijgeeft) een negatieve bindingsenergie zal hebben. [18] X Bron
- In ons voorbeeld is de uiteindelijke bindingsenergie negatief, en daarom is de reactie dus exotherm.
Advertentie
Bronnen
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/General_Principles_of_Chemical_Bonding/Bond_Energies
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/bondel.html
- ↑ http://www.kentchemistry.com/links/Kinetics/BondEnergy.htm
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/General_Principles_of_Chemical_Bonding/Bond_Energies
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/General_Principles_of_Chemical_Bonding/Bond_Energies
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/physical/energetics/bondenthalpies.html
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/General_Principles_of_Chemical_Bonding/Bond_Energies
- ↑ http://www.chemteam.info/Thermochem/HessLawIntro3.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Thermochem/HessLawIntro3.html
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/physical/energetics/bondenthalpies.html
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/bondel.html
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/physical/energetics/bondenthalpies.html
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/physical/energetics/bondenthalpies.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Thermochem/HessLawIntro3.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Thermochem/HessLawIntro3.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Thermochem/HessLawIntro3.html
- ↑ http://www.chemteam.info/Thermochem/HessLawIntro3.html
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Physical_Chemistry/Equilibria/Le_Chatelier's_Principle/Effect_Of_Temperature_On_Equilibrium_Composition/Exothermic_Versus_Endothermic_And_K
Over dit artikel
Deze pagina is 3.810 keer bekeken.
Advertentie
Meld je aan voor de gratis nieuwsbrief van wikiHow!
Je vindt dan elke week handige handleidingen in je inbox.
Meld me aan!
