Bondová energie - Bond energy
v chemie, energie vazby (BÝT), také nazývaný střední vazba entalpie[1] nebo průměrná entalpie vazby[2] je míra pevnost vazby v chemická vazba.[3] IUPAC definuje energii vazby jako průměrnou hodnotu plynné fáze energie disociace vazby (obvykle při teplotě 298,15 K) pro všechny vazby stejného typu v rámci stejných chemických druhů.[4] Čím větší je průměrná energie vazby na vazbu elektronových párů, tím je molekula stabilnější a má nižší energii.[5]
Energie disociace vazby (entalpie)[6] se také označuje jako energie narušení vazby, energie vazby, síla vazby nebo vazebná energie (zkratka: BDE, BÝTnebo D). Je definována jako změna standardní entalpie následujícího štěpení: R - X → R + X. The BDE, označeno Dº (R - X), je obvykle odvozen termochemickou rovnicí,
The entalpie formace ΔHFº velkého počtu atomů, volných radikálů, iontů, shluků a sloučenin je k dispozici na webových stránkách NIST,NASA, KODATA, a IUPAC. Většina autorů dává přednost použitíBDE hodnoty při 298,15 K.
Například uhlík –vodík energie vazby v metan BÝT(C – H) je změna entalpie (∆H) rozbití jedné molekuly methanu na atom uhlíku a čtyři vodík radikály, děleno čtyřmi. Přesná hodnota pro určitý pár vázaných prvků se poněkud liší v závislosti na konkrétní molekule, takže energie vazby v tabulkách jsou obecně průměry z řady vybraných typických chemických druhů obsahujících tento typ vazby.[7]
Vazebná energie (BÝT) je průměr všech energie disociace vazby jednoho typu vazby v dané molekule.[8] Energie disociace vazby několika různých vazeb stejného typu se mohou měnit i v rámci jedné molekuly. Například a molekula vody se skládá ze dvou vazeb O – H spojených jako H – O – H. Energie vazby pro H2O je průměr energie potřebné k rozbití každé ze dvou O – H vazeb v pořadí:
Ačkoli jsou tyto dvě vazby ekvivalentní v původní symetrické molekule, vazebně-disociační energie vazby kyslík-vodík se mírně liší v závislosti na tom, zda je k atomu kyslíku vázán další atom vodíku.
Když je vazba přerušena, vazebný elektronový pár se rozdělí rovnoměrně na produkty. Tento proces se nazývá štěpení homolytickou vazbou (homolytické štěpení; homolýza) a vede k tvorbě radikálů.[9]
Jak předvídat sílu vazby o poloměru
Kovový poloměr, iontový poloměr, a kovalentní poloměr každého atomu v molekule lze použít k odhadu síly vazby. Například kovalentní poloměr bór se odhaduje na 83,0odpoledne, ale délka vazby B – B v B2Cl4 je 175 hodin, což je výrazně větší hodnota. To by naznačovalo, že vazba mezi dvěma atomy boru je spíše slabý jednoduchá vazba. V dalším příkladu je kovový poloměr rhenium je 137,5 pm, s délkou vazby Re – Re 224 pm ve sloučenině Re2Cl8. Z těchto údajů můžeme usoudit, že vazba je velmi silná vazba nebo čtyřnásobná vazba. Tato metoda stanovení je nejužitečnější pro kovalentně vázané sloučeniny.[10]
Faktory ovlivňující energii iontové vazby
The elektronegativita Vazba dvou atomů dohromady ovlivňuje energii iontové vazby.[11] Čím dále je elektronegativita 2 atomů, tím silnější je obecně vazba. Například cesium má nejnižší a fluor má nejvyšší a tvoří nejsilnější iontovou vazbu (přinejmenším jednoduchá vazba). Za předpokladu nejsilnější polární kovalentní je vazba uhlík-fluor. A většinou jsou iontové vazby silnější než kovalentní vazby. Kontrolou v bodech tání mají iontové sloučeniny vysoké teploty tání a kovalentní sloučeniny nízké teploty tání.[12]
Viz také
Reference
- ^ Clark, J (2013), BOND ENTHALPY (BOND ENERGY), Chemguide,BOND ENTHALPY (BOND ENERGY)
- ^ Christian, Jerry D. (1973-03-01). "Síla chemických vazeb". Journal of Chemical Education. 50 (3): 176. doi:10.1021 / ed050p176. ISSN 0021-9584.
- ^ March, Jerry (1985), Pokročilá organická chemie: reakce, mechanismy a struktura (3. vyd.), New York: Wiley, ISBN 0-471-85472-7
- ^ Treptow, Richard S. (1995). „Energie dluhopisů a entalpie: často opomíjený rozdíl“. Journal of Chemical Education. 72 (6): 497. doi:10.1021 / ed072p497.
- ^ Schmidt-Rohr, K. (2015). „Proč jsou spalování vždy exotermické, s výtěžkem přibližně 418 kJ na mol O2", J. Chem. Educ. 92: 2094-2099. http://dx.doi.org/10.1021/acs.jchemed.5b00333
- ^ Haynes, William (2016–2017). CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97. vydání (CRC Handbook of Chemistry & Physics) 97. vydání (97. vydání). CRC Press; Vydání 97. ISBN 978-1498754286.
- ^ IUPAC, Kompendium chemické terminologie, 2. vyd. („Zlatá kniha“) (1997). Online opravená verze: (2006–) “Energie vazby (střední energie vazby) ". doi:10.1351 / goldbook.B00701
- ^ Madhusha (2017), Rozdíl mezi energií vazby a energií disociace vazby, Pediaa, Rozdíl mezi energií vazby a energií disociace vazby
- ^ „Ilustrovaný glosář organické chemie - homolytické štěpení (homolýza)“. www.chem.ucla.edu. Citováno 2019-11-27.
- ^ Alcock, N. W. (1990). Vazba a struktura: Strukturní principy v anorganické a organické chemii. New York: Ellis Horwood. 40–42. ISBN 9780134652535.
- ^ Příručka chemie a fyziky (65. vydání). CRC Press. 1984-06-27. ISBN 0-8493-0465-2.
- ^ Samblohm (13. května 2012). „Jak ovlivňuje elektronegativita sílu vazby?“. Fóra fyziky | Vědecké články, domácí úkoly, diskuse. Citováno 2019-11-27.