Styrken af ioniske og kovalente bindinger - Introduktion til kemi

LÆRINGSMÅL
Bindingsstyrke: Kovalente bindinger
EXEMPEL
Ionisk bindingsstyrke og gitterenergi
EKSEMPEL
Nøglepunkter
END AF KAPITEL ØVELSER
Fodnoter
Glossar
I

LÆRINGSMÅL

Beskriv energien i kovalente og ioniske bindinger dannelse og brud
Anvend de gennemsnitlige energier for kovalente bindinger til at estimere reaktionsenthalpier

En bindingsstyrke beskriver, hvor stærkt hvert atom er forbundet med et andet atom, og derfor, hvor meget energi der kræves for at bryde bindingen mellem de to atomer.

Det er vigtigt at huske, at der skal tilføres energi for at bryde kemiske bindinger (en endoterm proces), hvorimod dannelse af kemiske bindinger frigør energi (en exoterm proces). I tilfældet $\text{H}_2$ er den kovalente binding meget stærk; der skal tilføres en stor mængde energi, 436 kJ, for at bryde bindingerne i et mol brintmolekyler og få atomerne til at skille sig ad:

$\text{H}_2 (g) \longrightarrow \ \text{2H} (g) \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \text{bindingsenergi = 436 kJ}$

Omvendt frigøres den samme mængde energi, når et molekyle $\text{H}_2$ molekyler dannes fra to mol H-atomer:

$\text{2H} (g) \ \longrightarrow \ \text{H}_2(g) \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ text{bindingsenergi = -436 kJ}$

Bindingsstyrke: Kovalente bindinger

Stable molekyler eksisterer, fordi kovalente bindinger holder atomerne sammen. Vi måler styrken af en kovalent binding ved den energi, der kræves for at bryde den, dvs. den energi, der er nødvendig for at adskille de bundne atomer. Det kræver energi at adskille ethvert par af bundne atomer. Jo stærkere en binding er, jo større er den energi, der kræves for at bryde den.

Den energi, der kræves for at bryde en bestemt kovalent binding i et mol gasmolekyler, kaldes bindingsenergien eller bindingsdissociationsenergien. Bindingsenergien for et diatomært molekyle, $\text{D}_\text{X-Y}$ , er defineret som standard enthalpiændringen for den endoterme reaktion:

$\text{XY} (g) \longrightarrow \text{X} (g) \text{ + Y} (g) \ \ \ \ \ \ \ \ \text{D}_\text{X-Y} = \Delta H^{{\circ}$

For eksempel er bindingsenergien for den rene kovalente H-H-binding, $\text{D}_\text{H-H}$ , er 436 kJ pr. mol af brudte H-H-bindinger:

$\text{H}_2 (g) \longrightarrow \text{2H} (g) \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \text{D}_\text{H-H} = \Delta H^{{\circ} = \text{436 kJ}$

Molekyler med tre eller flere atomer har to eller flere bindinger. Summen af alle bindingsenergier i et sådant molekyle er lig med standard enthalpiforandringen for den endoterme reaktion, der bryder alle bindingerne i molekylet. F.eks. er summen af de fire C-H-bindingsenergier i $\text{CH}_4$ , 1660 kJ, lig med standard enthalpiforandringen for reaktionen:

En reaktion er vist med Lewis-strukturer. Den første struktur viser et kulstofatom enkeltbundet til fire hydrogenatomer med symbolet,

Den gennemsnitlige C-H-bindingsenergi, $\text{D}_\text{C-H}$ , er 1660/4 = 415 kJ/mol, fordi der er fire mol C-H-bindinger, der brydes pr. mol af reaktionen. Selv om de fire C-H-bindinger er ækvivalente i det oprindelige molekyle, kræver de ikke hver især den samme energi at bryde; når først den første binding er brudt (hvilket kræver 439 kJ/mol), er de resterende bindinger lettere at bryde. Værdien 415 kJ/mol er gennemsnitsværdien, ikke den nøjagtige værdi, der kræves for at bryde en enkelt binding.

Styrken af en binding mellem to atomer stiger, når antallet af elektronpar i bindingen stiger. Generelt falder bindingslængden, efterhånden som bindingsstyrken stiger. Således finder vi, at tripelbindinger er stærkere og kortere end dobbeltbindinger mellem de samme to atomer; på samme måde er dobbeltbindinger stærkere og kortere end enkeltbindinger mellem de samme to atomer. De gennemsnitlige bindingsenergier for nogle almindelige bindinger er vist i nedenstående tabel, og en sammenligning af bindingslængder og bindingsstyrker for nogle almindelige bindinger er vist i den følgende tabel. Når et atom binder sig til forskellige atomer i en gruppe, falder bindingsstyrken typisk, efterhånden som man bevæger sig nedad i gruppen. For eksempel: $\text{C-F}$ er 439 kJ/mol, $\text{C-Cl}$ er 330 kJ/mol, og $\text{C-Br}$ er 275 kJ/mol.

Bindingsenergi (kJ/mol)
Binding	Bindingsenergi		Binding	Bindelingsenergi		Binding	Bindelingsenergi
$\text{H-H}$	436	$\text{C-S}$	260		$\text{F-Cl}$	255
$\text{H-C}$	415	$\text{C-Cl}$	330		$\text{F-Br}$	235
$\text{H-N}$	390	$\text{C-Br}$	275		$\text{Si-Si}$	230
$\text{H-O}$	464	\text{C-I}	240		\text{Si-P}	240		215
$\text{H-F}$	569	$\text{N-N}$	160		$\text{Si-S}$	225
$\text{H-Si}$	395	$\text{N=N}$	418		$\text{Si-Cl}$	359
$\text{H-P}$	320	$\text{N} {\equiv} \text{N} \text{N}$	946		$\text{Si-Br}$	290
$\text{H-S}$	340	$\text{N-O}$	200		$\text{Si-I}$	215
\text{H-Cl}	432	$\text{N-F}$	270		$\text{P-P}$	215
$\text{H-Br}$	370	\text{N-P}	210		\text{P-S}	210	\text{P-S}	230
$\text{H-I}$	295	$\text{N-Cl}$	200		$\text{P-Cl}$	330
$\text{C-C}$	345	$\text{N-Br}$	245		$\text{P-Br}$	270
$\text{C=C}$	611	$\text{O-O-O}$	140		$\text{P-I}$	215
$\text{C} {\equiv} \text{C} \text{C} \text{C}$	837	$\text{O=O}$	498		$\text{S-S}$	215
\text{C-N}	290	$\text{O-F}$	160		$\text{S-Cl}$	250
$\text{C=N}$	615	$\text{O-Si}$	370		$\text{S-Br}$	215
$\text{C} {\equiv} \text{N}$	891	$\text{O-P}$	350		$\text{Cl-Cl}$	243
\text{C-O}	350	$\text{O-Cl}$	205		$\text{Cl-Br}$	220
$\text{C=O}$	741	$\text{O-I}$	200		$\text{Cl-I}$	210
$\text{C} {\equiv} \text{O}$	1080	$\text{F-F}$	160		$\text{Br-Br}$	190
$\text{C-F}$	439	$\text{F-Si}$	540		$\text{Br-I}$	180
$\text{C-Si}$	360	$\text{F-P}$	489		$\text{I-I-I}$	150
$\text{C-P}$	265	$\text{F-S}$	285

Den gennemsnitlige bindingslængde og bindingsenergi for nogle Almindelige bindinger
Binding	Bindelingslængde (Å)	Bindelingsenergi (kJ/mol)
$\text{C-C}$	1,54	345
$\text{C=C}$	1.34	611
$\text{C} {\equiv} \text{C}$	1.20	837
\text{C-N}	1.43	290
$\text{C=N}$	1.38	615
$\text{C} {\equiv} \text{N}$	1.16	891
\text{C-O}	1.43	350
$\text{C=O}$	1.23	741
$\text{C} \equiv \text{O}$	1,13	1080

Bindingsenergien er forskellen mellem energiminimum (som opstår ved bindingsafstanden) og energien for de to adskilte atomer. Det er den energimængde, der frigives, når bindingen dannes. Omvendt kræves den samme energimængde for at bryde bindingen. For $\text{H}_2$ molekylet vist i tabellen ovenfor er systemet ved bindingsafstanden på 74 pm 7,24 × 10-19 J lavere i energi end de to adskilte hydrogenatomer. Dette kan virke som et lille tal. Men som vi vil lære mere detaljeret senere, diskuteres bindingsenergier ofte på en per-mol-basis. Det kræver f.eks. 7,24 × 10-19 J at bryde én H-H-binding, men det kræver 4,36 × 105 J at bryde 1 mol H-H-bindinger. En sammenligning af nogle bindingslængder og energier er vist i ovenstående tabeller. Vi kan finde mange af disse bindinger i en lang række molekyler, og denne tabel viser gennemsnitsværdier. For eksempel kræver det at bryde den første C-H-binding i $\text{CH}_4$ 439,3 kJ/mol, mens det at bryde den første C-H-binding i $\text{H-CH}_2\text{C}_6\text{H}_5$ (en almindelig fortynder til maling) kræver 375.5 kJ/mol.

Som det fremgår af ovenstående tabeller, er en gennemsnitlig kulstof-kulstof enkeltbinding 347 kJ/mol, mens i en kulstof-kulstof dobbeltbinding øger $\pi$ bindingen bindingsstyrken med 267 kJ/mol. Tilføjelse af en yderligere $\pi$ -binding medfører en yderligere forøgelse på 225 kJ/mol. Vi kan se et lignende mønster, når vi sammenligner andre $\sigma$ – og $\pi$ -bindinger. Således er hver enkelt $\pi$ -binding generelt svagere end en tilsvarende $\sigma$ -binding mellem de samme to atomer. I en $\pi$ -binding er der en større grad af orbitaloverlapning end i en $\pi$ -binding.

Vi kan bruge bindingsenergier til at beregne omtrentlige enthalpiforandringer for reaktioner, hvor dannelsesenthalpier ikke er tilgængelige. Beregninger af denne type vil også fortælle os, om en reaktion er exotermisk eller endotermisk. En exotermisk reaktion (ΔH negativ, produceret varme) opstår, når bindingerne i produkterne er stærkere end bindingerne i reaktanterne. En endoterm reaktion (ΔH positiv, varmeoptagelse) er resultatet, når bindingerne i produkterne er svagere end bindingerne i reaktanterne.

Enthalpiforandringen, ΔH, for en kemisk reaktion er omtrent lig med summen af den energi, der kræves for at bryde alle bindinger i reaktanterne (energi “ind”, positivt fortegn) plus den energi, der frigives, når alle bindinger dannes i produkterne (energi “ud”, negativt fortegn). Dette kan udtrykkes matematisk på følgende måde:

$\Delta H= \Sigma \text{D}_\text{Bindinger brudt}- \Sigma \text{D}_\text{Bindinger dannet}$

I dette udtryk betyder symbolet $\Sigma$ “summen af”, og D repræsenterer bindingsenergien i kilojoule pr. mol, som altid er et positivt tal. Bindingsenergien fås fra en tabel og vil afhænge af, om den pågældende binding er en enkelt-, dobbelt- eller trippelbinding. Ved beregning af enthalpier på denne måde er det således vigtigt, at vi tager hensyn til bindingerne i alle reaktanter og produkter. Da D-værdierne typisk er gennemsnit for en type binding i mange forskellige molekyler, giver denne beregning et groft skøn, ikke en nøjagtig værdi, for reaktionsenthalpi.

Opmærksomheden henledes på følgende reaktion:

$\text{H}_2 (g) + \text{Cl}_2 (g) \longrightarrow \text{2HCl} (g)$

eller

$\text{H-H}} (g) + \text{Cl-Cl} (g) \longrightarrow \text{2H-Cl} (g)$

For at danne to mol $\text{HCl}$ , skal der brydes et mol H-H-bindinger og et mol Cl-Cl-bindinger. Den energi, der kræves for at bryde disse bindinger, er summen af bindingsenergien for H-H-bindingen (436 kJ/mol) og Cl-Cl-bindingen (243 kJ/mol). Under reaktionen dannes der to mol H-Cl-bindinger (bindingsenergi = 432 kJ/mol), hvorved der frigives 2 × 432 kJ, dvs. 864 kJ. Da bindingerne i produkterne er stærkere end bindingerne i reaktanterne, frigiver reaktionen mere energi, end den forbruger:

$\Delta H$	$=\Sigma \text{D}_\text{Bindinger brudt} - \Sigma \text{D}_\text{bånd dannet}$
$\Delta H$	$= - \text{2D}_\text{H-Cl}$
	$= - 2(432) = \text{-185 kJ}$

Denne overskydende energi frigives som varme, så reaktionen er eksoterm. Bilag G giver en værdi for den standard molære dannelsesenthalpi på $\text{HCl} (g)$ , $\Delta H_\text{f}^{\circ}$ , på -92,307 kJ/mol. Det dobbelte af denne værdi er -184,6 kJ, hvilket stemmer godt overens med det tidligere opnåede svar for dannelsen af to mol HCl.

EXEMPEL

Using Bond Energies to Calculate Approximate Enthalpy Changes
Methanol, $\text{CH}_3\text{OH}$ , kan være et fremragende alternativt brændstof. Ved reaktion af damp og kulstof ved høj temperatur opstår der en blanding af gasserne carbonmonoxid, $\text{CO}$ og brint, $\text{H}_2$ , hvorfra der kan fremstilles methanol. Beregn ved hjælp af bindingsenergierne i tabellerne ovenfor den omtrentlige entalpiændring, ΔH, for reaktionen her:

$\text{CO} (g) + \text{2H}_2 (g) \longrightarrow \text{CH}_3\text{OH} (g)$

Løsning
Først skal vi skrive Lewis-strukturerne for reaktanterne og produkterne:

Et sæt Lewis-diagrammer viser en kemisk reaktion. Den første struktur viser et kulstofatom med et enkelt elektronpar, der er tredobbelt bundet til et oxygenatom med et enkelt elektronpar. Til højre for denne struktur er der et plustegn, derefter tallet 2 efterfulgt af et hydrogenatom enkeltbundet til et hydrogenatom. Til højre for denne struktur er der en højrevendt pil efterfulgt af et hydrogenatom, der er enkeltbundet til et carbonatom, der er enkeltbundet til to hydrogenatomer og et oxygenatom med to enlige elektronpar. Oxygenatomet er også enkeltbundet til et hydrogenatom.

Deraf kan vi se, at ΔH for denne reaktion omfatter den energi, der kræves for at bryde en C-O tripelbinding og to H-H enkeltbindinger, samt den energi, der produceres ved dannelsen af tre C-H enkeltbindinger, en C-O enkeltbinding og en O-H enkeltbinding. Vi kan udtrykke dette på følgende måde:

$\Delta H =$	$\Sigma \text{D}_\text{Bindinger brudt} - \Sigma \text{D}_\text{bånd dannet}$
$\Delta H =$

Anvendelse af bindingsenergiværdierne i tabellen, får vi:

$\Delta H$
	$= \text{-107 kJ}$

Vi kan sammenligne denne værdi med den værdi, der er beregnet ud fra $\Delta H_\text{f}^{\circ}$ data fra bilag G:

$\Delta H$

	$= \text{-90.5 kJ}$

Bemærk, at der er en ret stor forskel mellem de værdier, der er beregnet ved hjælp af de to forskellige metoder. Dette sker, fordi D-værdierne er gennemsnittet af forskellige bindingsstyrker; derfor giver de ofte kun en grov overensstemmelse med andre data.

Tjek din læring
Ethylalkohol, $\text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH}$ , var en af de første organiske kemikalier, der bevidst blev syntetiseret af mennesker. Det har mange anvendelsesmuligheder i industrien, og det er den alkohol, der er indeholdt i alkoholiske drikkevarer. Det kan fremstilles ved fermentering af sukker eller syntetiseres ved hydrering af ethylen i følgende reaktion:

Et sæt Lewis-strukturer viser en kemisk reaktion. Den første struktur viser to kulstofatomer, der er dobbeltbundet sammen og hver er enkeltbundet til to hydrogenatomer. Denne struktur er efterfulgt af et plustegn og derefter et oxygenatom med to ensomme elektronpar, der er enkeltbundet til to hydrogenatomer. En pil mod højre fører til et kulstofatom, der er enkeltbundet til tre hydrogenatomer og et andet kulstofatom. Det andet kulstofatom er enkeltbundet til to hydrogenatomer og et oxygenatom med to ensomme elektronpar. Oxygenatomet er også enkeltbundet til et hydrogenatom.

Beregn ved hjælp af bindingsenergierne i tabellen en tilnærmet entalpiændring, ΔH, for denne reaktion.

Svar:
-35 kJ

Ionisk bindingsstyrke og gitterenergi

En ionisk forbindelse er stabil på grund af den elektrostatiske tiltrækning mellem dens positive og negative ioner. Gitterenergien for en forbindelse er et mål for styrken af denne tiltrækning. Gitterenergien (ΔHlattice) for en ionisk forbindelse er defineret som den energi, der kræves for at adskille et mol af det faste stof i de gasformige ioner, der indgår i det. For det ioniske faste stof MX er gitterenergien entalpiændringen i processen:

$\text{MX} (s) \longrightarrow \text{M}^{n+} (g) + \text{X}^{n-} (g) \ \ \ \ \ \ \ \ \Delta H_\text{lattice}$

Bemærk, at vi bruger den konvention, hvor det ioniske faste stof er opdelt i ioner, så vores gitterenergier vil være endoterme (positive værdier). Nogle tekster anvender den tilsvarende, men modsatte konvention og definerer gitterenergi som den energi, der frigives, når separate ioner kombineres for at danne et gitter, og giver negative (eksoterme) værdier. Hvis du slår gitterenergier op i en anden reference, skal du derfor kontrollere, hvilken definition der anvendes. I begge tilfælde indikerer en større størrelse for gitterenergi en mere stabil ionisk forbindelse. For natriumchlorid er $\Delta H_\text{lattice} = \text{769 kJ}$ . Det kræver således 769 kJ at adskille et mol fast \text{NaCl} til gasformige $\text{Na}^+$ og $\text{Cl}^-$ ioner. Når et mol hver af de gasformige $\text{Na}^+$ og $\text{Cl}^-$ ioner danner faste \text{NaCl} , 769 kJ varme frigives.
Gitterenergien $\Delta H_\text{lattice}$ i en ionisk krystal kan udtrykkes ved følgende ligning (afledt af Coulombs lov, der regulerer kræfterne mellem elektriske ladninger):

$\Delta H_\text{lattice} = \frac{ \text{C(Z}^+\text{)(Z}^-) }{ \text{R}_\circ }$

hvor C er en konstant, der afhænger af typen af krystalstruktur; Z+ og Z- er ionernes ladninger; og Ro er den interioniske afstand (summen af de positive og negative ioners radii). Gitterenergien i en ionisk krystal stiger således hurtigt, efterhånden som ionernes ladninger øges og ionernes størrelse mindskes. Når alle andre parametre holdes konstante, firdobles gitterenergien ved at fordoble ladningen af både kationen og anionen. For eksempel er gitterenergien for $\text{LiF}$ (Z+ og Z- = 1) er 1023 kJ/mol, mens den for \text{MgO} (Z+ og Z- = 2) er 3900 kJ/mol (Ro er næsten den samme – ca. 200 pm for begge forbindelser).
Forskellige interatomare afstande giver forskellige gitterenergier. For eksempel kan vi sammenligne gitterenergien for $\text{MgF}_2$ (2957 kJ/mol) med gitterenergien for $\text{MgI}_2$ (2327 kJ/mol) for at observere virkningen på gitterenergien af den mindre ioniske størrelse af F- sammenlignet med I-.

EKSEMPEL

Sammenligning af gitterenergi
Den ædle ædelsten rubin er aluminiumoxid, $\text{Al}_2\text{O}_3$ , der indeholder spor af $\text{Cr}^{3+}$ . Forbindelsen $\text{Al}_2\text{Se}_3$ anvendes til fremstilling af visse halvlederkomponenter. Hvilken har den største gitterenergi, $\text{Al}_2\text{O}_3$ eller $\text{Al}_2\text{Se}_3$ ?

Løsning
I disse to ionforbindelser er ladningerne Z+ og Z- de samme, så forskellen i gitterenergi vil afhænge af Ro. Den $\text{O}^{2-}$ -ionen er mindre end $\text{Se}^{2-}$ ion. Således vil $\text{Al}_2\text{O}_3$ have en kortere interionisk afstand end $\text{Al}_2\text{Se}_3$ , og $\text{Al}_2\text{O}_3$ vil have den større gitterenergi.
Check Your Learning
Zinkoxid, $\text{ZnO}$ , er et meget effektivt solbeskyttelsesmiddel. Hvordan ville gitterenergien for $\text{ZnO}$ sammenlignes med den for \text{NaCl} \text{NaCl} ?

Svar:
$\text{ZnO}$ ville have den større gitterenergi, fordi Z-værdierne for både kationen og anionen i $\text{ZnO}$ er større, og den interioniske afstand i $\text{ZnO}$ er mindre end den i \text{NaCl} \text{NaCl} .

Nøglepunkter

Styrken af en kovalent binding måles ved dens bindingsdissociationsenergi, dvs. den mængde energi, der kræves for at bryde den pågældende binding i et mol molekyler. Flere bindinger er stærkere end enkeltbindinger mellem de samme atomer. En reaktionens entalpi kan estimeres på grundlag af den energi, der kræves til at bryde bindinger, og den energi, der frigives, når der dannes nye bindinger. For ionbindinger er gitterenergien den energi, der kræves for at adskille et mol af en forbindelse i dens ioner i gasfasen. Gitterenergien stiger for ioner med højere ladninger og kortere afstande mellem ionerne.

Bindelingsenergi for et diatomært molekyle: $\text{XY} (g) \longrightarrow \text{X} (g) + \text{Y} (g) \ \ \ \text{D}_\text{X-Y} = \Delta H^{{\circ}$
Enthalpyændring: $\Delta H = \Sigma \text{D}_\text{Bindinger brudt} - \Sigma \text{D}_\text{Bindinger dannet}$
Gitterenergi for et fast stof MX: $\text{MX} (s) \longrightarrow \text{M}^{n+} (g) + \text{X}^{n-} (g) \Delta \ \ \ \ \ H_\text{lattice}$
Lattice-energi for en ionisk krystal: $\Delta H_\text{gitter} = \frac{ \text{C(Z}^+\text{)(Z}^-) }{ \text{R}_\circ }$

END AF KAPITEL ØVELSER

Hvilken binding i hvert af følgende bindingspar er den stærkeste? (a) $\text{C-C}$ eller $\text{C=C}$ (b) \text{C-N} eller $\text{C} {\equiv} \text{N} \text{N}$ (c) $\text{C} {\equiv} \text{O} \text{O}$ eller $\text{C=O}$ (d) $\text{H-F}$ eller \text{H-Cl} (e) $\text{C-H} (e) <img src=$ eller \text{O-H} ” height=”17″ width=”37″ style=”vertical-align: -1px”> eller \text{O-H} (f) \text{C-N} eller \text{C-O} eller \text{C-O}
Bestem ved hjælp af bindingsenergierne i tabellen den omtrentlige enthalpiforandring for hver af følgende reaktioner: (a) $\text{H}_2 (g) + \text{Br}_2 (g) \longrightarrow \text{2HBr} (g)$ (b) $\text{CH}_4 (g) + \text{I}_2(g) \longrightarrow \text{CH}_3\text{I} (g) + \text{HI} (g)$ (c) $\text{C}_2\text{H}_4 (g) + \text{3O}_2 (g) \longrightarrow \text{2CO}_2 (g) + \text{2H}_2\text{O} (g)$
(a) -114 kJ; (b) 30 kJ; (c) -1055 kJ
Bestem ved hjælp af bindingsenergierne i tabellen den omtrentlige enthalpiforandring for hver af følgende reaktioner: (a) $\text{Cl}_2 (g) + \text{3F}_2 (g) \longrightarrow \text{2ClF}_3 (g)$ (b) $\text{H}_2\text{C} = \text{CH}_2 (g) + \text{H}_2 (g) \longrightarrow \text{H}_3\text{CCH}_3 (g)$ (c) $\text{2C}_2\text{H}_6 (g) + \text{7O}_2 (g) \longrightarrow \text{4CO}_2 (g) + \text{6H}_2\text{O} (g)$
Tegn en kurve, der beskriver energien i et system med H- og Cl-atomer i varierende afstande. Find derefter den mindste energi for denne kurve på to måder. a) Brug bindingsenergien fundet i tabellerne til at beregne energien for en enkelt $\text{HCl}$ binding (Hint: Hvor mange bindinger er der i et mol?)(b) Brug reaktionsenthaltien og bindingsenergierne for H2 og Cl2 til at løse energien for ét mol $\text{HCl}$ bindinger.
$\text{H}_2 (g) + \text{Cl} + \text{Cl}_2 (g) \rightleftharpoons \text{2HCl} (g) \ \ \ \ \ \Delta H_\text{rxn}^{\circ} = \text{-184.7 kJ/mol}$

Forklar, hvorfor bindinger opstår ved specifikke gennemsnitlige bindingsafstande i stedet for at atomerne nærmer sig hinanden uendeligt tæt.

Den specifikke gennemsnitlige bindingsafstand er den afstand med den laveste energi. Ved afstande mindre end bindingsafstanden frastøder de positive ladninger på de to kerner hinanden, og den samlede energi stiger.
Når et molekyle kan danne to forskellige strukturer, er strukturen med de stærkere bindinger som regel den mere stabile form. Brug bindingsenergierne til at forudsige den korrekte struktur for hydroxylaminmolekylet:
Den største bindingsenergi er i figuren til venstre. Det er den mere stabile form.
Hvordan er bindingsenergien for $\text{HCl} (g)$ afviger fra standarddannelsesenthaltien for $\text{HCl}$ fra standarddannelsesenthaltien for $\text{HCl} (g)$ ?
Vis ved hjælp af dataene for standarddannelsesenthalpi i tillæg G, hvordan standarddannelsesenthaltien for $\text{HCl} (g)$ kan bruges til at bestemme bindingsenergien.

$\text{HCl}} (g) \longrightarrow \frac{1}{2}\text{H}_2 (g) + \frac{1}{2}\text{Cl}_2 (g)$ $\Delta H_1^{\circ} = -\Delta H_{\text{f}^{\circ}$

$\frac{1}{2}\text{H}_2 (g) \longrightarrow \text{H} (g)$ $\Delta H_2^{\circ} = \Delta H_{\text{f}^{\circ}$

$\frac{1}{2}{2}\text{Cl}_2 (g) \longrightarrow \text{Cl} (g)$ $\Delta H_3^{\circ} = \Delta H_{\text{f}^{\circ}$

$\text{HCl} (g) \longrightarrow \text{H} (g) + \text{Cl} (g)$ $\Delta H_{298}^{\circ} = \Delta H_1^{\circ} + \Delta H_2^{\circ} + \Delta H_3^{\circ}$

$D_\text{HCl} = \Delta H_{298}^{\circ} = \Delta H_{{\text{f}^{\circ} + \Delta H_{\text{f}^{\circ} + \Delta H_{\text{f}^{\circ} + \Delta H_{\text{f}^{\circ}$

$\text{= -(-92.307 kJ) + 217.97 kJ + 121.3 kJ}$
$\text{= 431.6 kJ}$
Beregne bindingsenergien for kulstof-svovl-dobbeltbindingen i $\text{CS}_2$ ved hjælp af standard dannelsesenthalpidataene i tillæg G.
Bestem ved hjælp af standarddannelsesenthalpiedataene i tillæg G, hvilken binding er stærkere: S-F-bindingen i $\text{SF}}_4 (g)$ eller i $\text{SF}_6 (g)$ ?
S-F-bindingen i $\text{SF}_4$ er stærkere.
Bestem ved hjælp af standard dannelsesenthalpi-dataene i appendiks G, hvilken binding er stærkere: P-Cl-bindingen i $\text{PCl}_3 (g)$ eller i $\text{PCl}_5 (g)$ ?
Fuldfør følgende Lewis-struktur ved at tilføje bindinger (ikke atomer), og angiv derefter den længste binding:

C-C-enkelbindingerne er længst.
Brug bindingsenergien til at beregne en tilnærmet værdi af ΔH for følgende reaktion. Hvilken er den mest stabile form af $\text{FNO}_2$ ?
Anvend principperne for atomstruktur til at besvare hver af de følgende spørgsmål:1 (a) Ca-atomets radius er 197 pm; radius af $\text{Ca}^{2+}$ -ionen er 99 pm. Gør rede for forskellen. (b) Gitterenergien for $\text{CaO} (s)$ er -3460 kJ/mol; gitterenergien for $\text{K}_2\text{O}$ er -2240 kJ/mol. Gør rede for forskellen. (c) Forklar på baggrund af disse ioniseringsværdier forskellen mellem Ca og K med hensyn til deres første og anden ioniseringsenergi.

Element Første ioniseringsenergi (kJ/mol) Second ioniseringsenergi (kJ/mol)

K 419 3050

Ca 590 1140

(d) Den første ioniseringsenergi for Mg er 738 kJ/mol, og for Al er den 578 kJ/mol. Gør rede for denne forskel.

(a) Når to elektroner fjernes fra valensskallen, mister Ca-radien det yderste energiniveau og vender tilbage til det lavere n = 3 niveau, som er meget mindre i radius.(b) Den +2 ladning på calcium trækker ilten meget tættere sammen i forhold til K, hvorved gitterenergien øges i forhold til en mindre ladet ion.

(c) Fjernelse af 4s elektronen i Ca kræver mere energi end fjernelse af 4s elektronen i K på grund af den stærkere tiltrækning fra kernen og den ekstra energi, der kræves for at bryde elektronernes pardannelse. Den anden ioniseringsenergi for K kræver, at en elektron fjernes fra et lavere energiniveau, hvor tiltrækningen er meget stærkere fra kernen til elektronen. Desuden kræves der energi til at ophæve parringen af to elektroner i en fuld orbital. For Ca kræver det andet ioniseringspotentiale kun at fjerne en enkelt elektron i det udsatte ydre energiniveau.

(d) I Al er den fjernede elektron relativt ubeskyttet og uparret i en p-orbital. Den højere energi for Mg afspejler hovedsagelig den upairede 2s elektron.
For hvilket af følgende stoffer kræves der mindst energi for at omdanne et mol af det faste stof til separate ioner? (a) \text{MgO} (b) \text{SrO} (b) \text{SrO} (b) \text{SrO} (c) $\text{KF}$ (d) \text{CsF} \text{CsF} \text{CsF} (e) $\text{MgF}_2$
(d)
Reaktionen af et metal, $\text{M}$ , med et halogen, $\text{X}_2$ , foregår ved en eksotermisk reaktion som angivet ved denne ligning: $\text{M} (s) + \text{X}_2 (g) \rightarrow \text{MX}_2 (s)$ . Angiv for hver af de følgende muligheder, hvilken mulighed der vil gøre reaktionen mere eksotermisk. Gør rede for dine svar. (a) en stor radius vs. en lille radius for $\text{M}^{+2}$ (b) en høj ioniseringsenergi vs. en lav ioniseringsenergi for $\text{M}$ (c) en stigende bindingsenergi for halogenet (d) en faldende elektronaffinitet for halogenet (e) en stigende størrelse af den anion, der dannes af halogenet
Gitterenergien for $\text{LiF}$ er 1023 kJ/mol, og Li-F-afstanden er 201 pm. \text{MgO} krystalliserer i samme struktur som $\text{LiF}$ , men med en Mg-O-afstand på 205 pm. Hvilken af følgende værdier er den nærmeste tilnærmelse af gitterenergien for \text{MgO} : 256 kJ/mol, 512 kJ/mol, 1023 kJ/mol, 2046 kJ/mol eller 4008 kJ/mol? Forklar dit valg.
4008 kJ/mol; begge ioner i \text{MgO} har dobbelt så stor ladning som ionerne i $\text{LiF}$ ; bindingslængden er meget ens, og begge har samme struktur; der forventes en firdobling af energien ud fra ligningen for gitterenergi
Hvilken forbindelse i hvert af følgende par har den største gitterenergi? Bemærk: $\text{Mg}^{2+}$ og $\text{Li}^+$ har lignende radier; $\text{O}^{2-}$ og $\text{F}^-$ har lignende radier. Forklar dine valg. (a) \text{MgO} eller $\text{MgSe}$ (b) $\text{LiF}}$ eller \text{MgO} (c) $\text{Li}_2\text{O}$ eller $\text{LiCl}$ (d) $\text{Li}_2\text{Se}$ eller \text{MgO}
Hvilken forbindelse i hvert af de følgende par har den største gitterenergi? Bemærk: $\text{Ba}^{2+}$ og $\text{K}^+$ har samme radius; $\text{S}^{2-}$ og $\text{Cl}^-$ har lignende radier. Gør rede for dine valg. (a) $\text{K}_2\text{O}$ eller $\text{Na}_2\text{O}$ (b) $\text{K}_2\text{S}$ eller \text{BaS} (c) $\text{KCl}$ eller \text{BaS} (d) \text{BaS} \text{BaS} eller $\text{BaCl}_2$
(a) $\text{Na}_2\text{O}$ ; $\text{Na}^+$ har en mindre radius end $\text{K}^+$ ; (b) \text{BaS} ; $\text{Ba} <img src=$ har en større ladning end $\text{K}$ ; (c) \text{BaS} ” height=”15″ width=”26″ style=”vertical-align: 0px”> har en større ladning end $\text{K}$ ; (c) \text{BaS} ; $\text{Ba}$ og $\text{S}$ har større ladninger; (d) \text{BaS} \text{BaS} ; $\text{S}$ har en større ladning
Hvilken af følgende forbindelser kræver mest energi for at omdanne et mol af det faste stof til separate ioner? (a) \text{MgO} (b) \text{SrO} (c) $\text{KF}$ (d) \text{CsF} (e) $\text{MgF}_2$
Hvilken af følgende forbindelser kræver mest energi for at omdanne et mol af det faste stof til separate ioner? (a) $\text{K}_2\text{S}$ (b) $\text{K}_2\text{O}$ (c) $\text{CaS}$ (d) $\text{Cs}_2\text{S}$ (e) $\text{CaO}$
(e)

Element	Første ioniseringsenergi (kJ/mol)	Second ioniseringsenergi (kJ/mol)
K	419	3050
Ca	590	1140

Fodnoter

1 Dette spørgsmål er taget fra Chemistry Advanced Placement Examination og er brugt med tilladelse fra Educational Testing Service.

Glossar

bindingsenergi (også, bindingsdissociationsenergi) energi, der kræves for at bryde en kovalent binding i et gasformigt stof gitterenergi (ΔHlattice) energi, der kræves for at adskille et mol af et ionisk fast stof i dets bestanddele gasformige ioner

energi, der kræves for at adskille et mol af et ionisk fast stof i dets bestanddele gasformige ioner

Indledende kemi

LÆRINGSMÅL

Bindingsstyrke: Kovalente bindinger

EXEMPEL

Ionisk bindingsstyrke og gitterenergi

EKSEMPEL

Nøglepunkter

Nøglepunkter

END AF KAPITEL ØVELSER

Fodnoter

Glossar

I

Skriv et svar Annuller svar