Energia wiązania (chemia)

Energia wiązania metanu
reakcja Δ E (kJ mol −1 ) adnotacja
CH 4 → • CH 3 + H • 421 czworościenny (sp 3 - hybryda )
CH 3 → • CH 2 + H • 470 trygonalny ( hybryda sp 2 )
CH 2 → • CH + H • 415
CH → C • + H • 335
CH 4 → C • + 4 H • 410 średnia energia (Δ Ē )

( Średnia ) energia wiązania lub entalpia wiązania (także entalpia dysocjacji wiązania , energia rozszczepienia wiązania , entalpia atomizacji , energia dysocjacji lub energia walencyjna ) to ilość energii, która musi zostać wydana w chemii, aby całkowicie rozdzielić wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami cząsteczki. Powstają dwa rodniki ( rozszczepienie homolityczne ). Energia jest zwykle podawana w dżulach na mol połączenia i opisuje siłę wiązania. Jeśli wszystkie wiązania są zdysocjowane, mówi się o energii atomizacji lub cieple atomizacji , które jest całkowitą energią wiązania związku. Molową energię wiązania kryształów jonów opisano pod energią sieci krystalicznej .

Energia wiązania różni się od standardowej entalpii tworzenia , która jest wynikiem reakcji pierwiastków w ich stabilnej postaci. Energia wiązania nie jest równa energii rozszczepienia heterolitycznego ( jonizacji ), która jest znacznie większa niż energii rozszczepienia wiązania homolitycznego. W fizyce energia wiązania jest zwykle rozumiana jako energia wiązania elektronu z atomem lub energia wiązania jądra atomowego , patrz energia wiązania .

Rzeczywistej siły ( prawdziwej lub wewnętrznej energii wiązania ) nie można określić eksperymentalnie, ponieważ fragmenty, między innymi, ułożenie ich partnerów wiążących (w przypadku cząsteczek złożonych z więcej niż dwóch atomów) i zmiana ich struktury elektronowej. Niektóre energie separacji można określić eksperymentalnie w poszczególnych krokach (patrz przykład metan ) , inne energie separacji są obliczane na podstawie dostępnych danych. Do oszacowania wykorzystano znane średnie energie wiązania . Ponieważ wewnętrzne energie wiązania są ważne dla zrozumienia wiązania chemicznego, zaproponowano teoretyczne podejścia do ich określenia (patrz Wewnętrzne energie wiązania ) .

Wielkość energii wiązania zależy między innymi od długości wiązania (im dłuższe tym mniejsze), polaryzacji wiązania ( polarne wiązania atomowe są trudniejsze do rozerwania niż niepolarne ) oraz rodzaju wiązania ( pojedyncze wiązanie jest łatwiejsze niż podwójne, a to z kolei łatwiejsze niż jedno Rozszczepione wiązanie potrójne ).

stół

Zależność średniej energii wiązania od
długości wiązania, długość wiązania d w pm, entalpia wiązania Δ H w kJ / mol
Halogeny ze sobą
wiążący Δ H re
F - F. 159 142
Cl - Cl 242 199
Br - Br 193 228
Ja - ja 151 267
Br - Cl 219 214
Br - F. 249 176
Br - ja 178
Cl - F. 253 163
Cl - I 211 232
z wodorem
wiążący Δ H re
H - C 413 108
H - O 463 97
H - N 391 101
H - P 322 142
H - S 367 134
H - F. 567 92
H - Cl 431 128
H - Br 366 141
H - ja 298 160
z węglem
wiążący Δ H re
C - H. 413 108
C - O 358 143
C = O 745 122
C - N 305 147
C = N 615 130
C≡N 891 116
C - P 264 184
C - S. 272 182
C = S. 536 189
C - F. 489 138
C - Cl 339 177
C - Br 285 194
C - ja 218 214
z tlenem
wiążący Δ H re
O = N 607
O - N 201 136
O - P 335 154
O = S. 420 143
O - F. 193 142
O - Cl 208 170
O - Br 234
O - ja 234
ten sam element
wiążący Δ H re
C - C 348 154
C = C. 614 134
C≡C 839 120
H - H. 436 74
N - N 163 146
N = N 418 125
N≡N 945 110
O - O 146 148
O = O 498 121
P - P 172 221
S - S 255 205

Indywidualne dowody

  1. ↑ James E. Huheey: Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity, de Gruyter, Berlin 1988, str. 1061 i następne ISBN 3-11-008163-6 .
  2. ↑ Neufingerl: Chemistry 1 - General and nieorganic chemistry , Jugend i Volk, Wiedeń 2006; ISBN 978-3-7100-1184-9 . Str. 47.