Ioniska och kovalenta bindningars styrka - Introduktionskemi

LÄRMÅL
Bindningsstyrka: Kovalenta bindningar
EXEMPEL
Ionisk bindningsstyrka och gitterenergi
EXEMPEL
NÖJLIGA FRAMTIDEN
END OF CHAPTER EXERCISES
Fotnoter
Glossar
I

LÄRMÅL

Beskriv energin i kovalenta och joniska bindningar. bildning och brytning
Använd genomsnittliga energier för kovalenta bindningar för att uppskatta reaktionsenthalpier

En bindningsstyrka beskriver hur starkt varje atom är förenad med en annan atom, och därför hur mycket energi som krävs för att bryta bindningen mellan de två atomerna.

Det är viktigt att komma ihåg att det måste tillföras energi för att bryta kemiska bindningar (en endoterm process), medan det frigörs energi för att bilda kemiska bindningar (en exoterm process). I fallet $\text{H}_2$ är den kovalenta bindningen mycket stark; en stor mängd energi, 436 kJ, måste tillföras för att bryta bindningarna i en mol vätemolekyler och få atomerna att separera:

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

omvänt frigörs samma mängd energi när en mol $\text{H}_2$ molekyler bildas från två mol H-atomer:

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

Bindningsstyrka: Kovalenta bindningar

Stabila molekyler existerar eftersom kovalenta bindningar håller ihop atomerna. Vi mäter styrkan hos en kovalent bindning genom den energi som krävs för att bryta den, det vill säga den energi som krävs för att separera de bundna atomerna. Att separera ett par bundna atomer kräver energi. Ju starkare en bindning är, desto större energi krävs för att bryta den.

Den energi som krävs för att bryta en specifik kovalent bindning i en mol gasmolekyler kallas bindningsenergi eller bindningsdissociationsenergi. Bindningsenergin för en diatomär molekyl, $\text{D}_\text{X-Y}$ , definieras som standard entalpiändringen för den endoterma reaktionen:

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

Till exempel är bindningsenergin för den rena kovalenta H-H-bindningen, $\text{D}_\text{H-H}$ , är 436 kJ per mol H-H-bindningar som bryts:

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

Molekyler med tre eller fler atomer har två eller fler bindningar. Summan av alla bindningsenergier i en sådan molekyl är lika med standard entalpiförändringen för den endoterma reaktion som bryter alla bindningar i molekylen. Till exempel är summan av de fyra C-H-bindningsenergierna i $\text{CH}_4$ , 1660 kJ, lika med standard entalpiförändringen för reaktionen:

En reaktion visas med Lewisstrukturer. Den första strukturen visar en kolatom enkelbunden till fyra väteatomer med symbolen

Den genomsnittliga C-H-bindningsenergin, $\text{D}_\text{C-H}$ , är 1660/4 = 415 kJ/mol eftersom det är fyra mol C-H-bindningar som bryts per mol av reaktionen. Även om de fyra C-H-bindningarna är likvärdiga i den ursprungliga molekylen kräver de inte alla samma energi för att brytas; när den första bindningen har brutits (vilket kräver 439 kJ/mol) är de återstående bindningarna lättare att bryta. Värdet 415 kJ/mol är ett medelvärde, inte det exakta värde som krävs för att bryta en enskild bindning.

Styrkan hos en bindning mellan två atomer ökar när antalet elektronpar i bindningen ökar. Generellt sett minskar bindningslängden när bindningsstyrkan ökar. Således finner vi att trippelbindningar är starkare och kortare än dubbelbindningar mellan samma två atomer; på samma sätt är dubbelbindningar starkare och kortare än enkelbindningar mellan samma två atomer. Genomsnittliga bindningsenergier för några vanliga bindningar visas i tabellen nedan, och en jämförelse av bindningslängder och bindningsstyrkor för några vanliga bindningar visas i följande tabell. När en atom binder till olika atomer i en grupp minskar bindningsstyrkan vanligtvis när vi rör oss nedåt i gruppen. Till exempel $\text{C-F}$ är 439 kJ/mol, $\text{C-Cl}$ är 330 kJ/mol, och \text{C-Br} \text{C-Br} är 275 kJ/mol.

Bindningsenergi (kJ/mol)
Bindning	Bindningsenergi		Bond	Bond Energi		Bond	Bond Energi
$\text{H-H}$	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		$\text{Si-P}$	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		$\text{P-S}$	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	$\text{O-O}$	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		$\text{I-I}$	150
$\text{C-P}$	265	$\text{F-S}$	285

Genomsnittliga bindningslängder och bindningsenergier för vissa Vanliga bindningar
Bindning	Bindningslängd (Å)	Bindningsenergi (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

Bindningsenergin är skillnaden mellan energiminimum (som inträffar vid bindningsavståndet) och energin hos de två separerade atomerna. Detta är den energimängd som frigörs när bindningen bildas. Omvänt krävs samma energimängd för att bryta bindningen. För $\text{H}_2$ -molekylen som visas i tabellen ovan är systemet vid bindningsavståndet 74 pm 7,24 × 10-19 J lägre i energi än de två separerade väteatomerna. Detta kan tyckas vara en liten siffra. Men som vi kommer att lära oss mer i detalj senare diskuteras bindningsenergier ofta per mol. Det krävs till exempel 7,24 × 10-19 J för att bryta en H-H-bindning, men det krävs 4,36 × 105 J för att bryta 1 mol H-H-bindningar. En jämförelse av vissa bindningslängder och energier visas i tabellerna ovan. Vi kan hitta många av dessa bindningar i en mängd olika molekyler, och denna tabell visar genomsnittliga värden. Att bryta den första C-H-bindningen i $\text{CH}_4$ kräver till exempel 439,3 kJ/mol, medan att bryta den första C-H-bindningen i $\text{H-CH}_2\text{C}_6\text{H}_5$ (en vanlig färgförtunning) kräver 375.5 kJ/mol.

Som framgår av tabellerna ovan är en genomsnittlig kol-kol enkelbindning 347 kJ/mol, medan i en kol-kol dubbelbindning ökar $\pi$ bindningen bindningsstyrkan med 267 kJ/mol. Om man lägger till ytterligare en $\pi$ -bindning ökar bindningen ytterligare med 225 kJ/mol. Vi kan se ett liknande mönster när vi jämför andra $\sigma$ och $\pi$ bindningar. Således är varje enskild $\pi$ -bindning i allmänhet svagare än en motsvarande $\sigma$ -bindning mellan samma två atomer. I en $\pi$ -bindning finns det en större grad av överlappning av orbitalerna än i en $\pi$ -bindning.

Vi kan använda bindningsenergier för att beräkna ungefärliga entalpiförändringar för reaktioner där bildningsenthalpier inte finns tillgängliga. Beräkningar av denna typ kan också berätta för oss om en reaktion är exotermisk eller endotermisk. En exoterm reaktion (ΔH negativ, producerad värme) uppstår när bindningarna i produkterna är starkare än bindningarna i reaktanterna. En endoterm reaktion (ΔH positiv, absorberad värme) uppstår när bindningarna i produkterna är svagare än i reaktanterna.

Enthalpiförändringen, ΔH, för en kemisk reaktion är ungefär lika med summan av den energi som krävs för att bryta alla bindningar i reaktanterna (energi ”in”, positivt tecken) plus den energi som frigörs när alla bindningar bildas i produkterna (energi ”ut”, negativt tecken). Detta kan uttryckas matematiskt på följande sätt:

$\Delta H= \Sigma \text{D}_\text{Bindningar som bryts}- \Sigma \text{D}_\text{Bindningar som bildas}$

I detta uttryck betyder symbolen $\Sigma$ ”summan av” och D representerar bindningsenergin i kilojoule per mol, vilket alltid är ett positivt tal. Bindningsenergin fås från en tabell och beror på om den aktuella bindningen är en enkel-, dubbel- eller trippelbindning. Vid beräkning av entalpi på detta sätt är det därför viktigt att vi tar hänsyn till bindningarna i alla reaktanter och produkter. Eftersom D-värden vanligtvis är medelvärden för en typ av bindning i många olika molekyler ger denna beräkning en grov uppskattning, inte ett exakt värde, för reaktionsentalpi.

Tänk på följande reaktion:

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

eller

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

För att bilda två mol $\text{HCl}$ måste ett mol H-H-bindningar och ett mol Cl-Cl-bindningar brytas. Den energi som krävs för att bryta dessa bindningar är summan av bindningsenergin för H-H-bindningen (436 kJ/mol) och Cl-Cl-bindningen (243 kJ/mol). Under reaktionen bildas två mol H-Cl-bindningar (bindningsenergi = 432 kJ/mol), vilket frigör 2 × 432 kJ eller 864 kJ. Eftersom bindningarna i produkterna är starkare än bindningarna i reaktanterna, frigör reaktionen mer energi än den förbrukar:

$\Delta H$	$=\Sigma \text{D}_\text{Bindningar som bryts} - \Sigma \text{D}_\text{förbindelser bildade}$
$\Delta H$	$= - \text{2D}_\text{H-Cl}$
	$= - 2(432) = \text{-185 kJ}$

Denna överskottsenergi frigörs som värme, så reaktionen är exoterm. Bilaga G ger ett värde för den standardmässiga molära entalpen för bildning av $\text{HCl} (g)$ , $\Delta H_\text{f}^{\circ}$ , på -92,307 kJ/mol. Det dubbla värdet är -184,6 kJ, vilket stämmer väl överens med det svar som erhållits tidigare för bildandet av två mol HCl.

EXEMPEL

Användning av bindningsenergier för att beräkna ungefärliga entalpiförändringar
Metanol, $\text{CH}_3\text{OH}$ , kan vara ett utmärkt alternativt bränsle. Vid en högtemperaturreaktion mellan ånga och kol bildas en blandning av gaserna kolmonoxid, \text{CO}>, \text{CO} , och väte, $\text{H}_2$ , ur vilken metanol kan framställas. Beräkna med hjälp av bindningsenergierna i tabellerna ovan den ungefärliga entalpiändringen, ΔH, för reaktionen här:

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

Lösning
Först måste vi skriva Lewisstrukturerna för reaktanterna och produkterna:

En uppsättning Lewisdiagram visar en kemisk reaktion. Den första strukturen visar en kolatom med ett ensamt elektronpar trippelbundet till ett syre med ett ensamt elektronpar. Till höger om denna struktur finns ett plustecken, sedan siffran 2 följt av en väteatom enkelbunden till en väteatom. Till höger om denna struktur finns en högerriktad pil följt av en väteatom som är enkelt bunden till en kolatom som är enkelt bunden till två väteatomer och en syreatom med två ensamma elektronpar. Syrgasatomen är också enkelbunden till en väteatom.

Därav ser vi att ΔH för denna reaktion innefattar den energi som krävs för att bryta en C-O trippelbindning och två H-H enkelbindningar, samt den energi som produceras av bildandet av tre C-H enkelbindningar, en C-O enkelbindning och en O-H enkelbindning. Vi kan uttrycka detta på följande sätt:

$\Delta H =$	$\Sigma \text{D}_\text{Bindningar som bryts} - \Sigma \text{D}_\text{Bindningar bildade}$
$\Delta H =$

Använda bindningsenergivärdena i tabellen, får vi:

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

Vi kan jämföra detta värde med det värde som beräknats utifrån $\Delta H_\text{f}^{\circ}$ data från bilaga G:

$\Delta H$

	$= \text{-90.5 kJ}$

Notera att det finns en ganska stor skillnad mellan de värden som beräknats med de två olika metoderna. Detta beror på att D-värdena är medelvärdet av olika bindningsstyrkor; därför ger de ofta bara en grov överensstämmelse med andra data.

Kontrollera din inlärning
Etylalkohol, $\text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH}$ , var en av de första organiska kemikalier som avsiktligt syntetiserades av människor. Den har många användningsområden inom industrin och är den alkohol som ingår i alkoholhaltiga drycker. Den kan erhållas genom jäsning av socker eller syntetiseras genom hydrering av eten i följande reaktion:

En uppsättning Lewisstrukturer visar en kemisk reaktion. Den första strukturen visar två kolatomer som är dubbelbundna och var och en är enkelbunden till två väteatomer. Denna struktur följs av ett plustecken och därefter en syreatom med två ensamma elektronpar som är enkelt bundna till två väteatomer. En pil åt höger leder till en kolatom som är enkelt bunden till tre väteatomer och en andra kolatom. Den andra kolatomen är enkelt bunden till två väteatomer och en syreatom med två ensamma elektronpar. Syrgasatomen är också enkelbunden till en väteatom.

Beräkna med hjälp av bindningsenergierna i tabellen en ungefärlig entalpiändring, ΔH, för denna reaktion.

Svar:
-35 kJ

Ionisk bindningsstyrka och gitterenergi

En jonisk förening är stabil på grund av den elektrostatiska attraktionen mellan dess positiva och negativa joner. Gitterenergin hos en förening är ett mått på styrkan i denna attraktion. Gitterenergin (ΔHlattice) för en jonisk förening definieras som den energi som krävs för att separera en mol av det fasta ämnet i dess ingående gasformiga joner. För det joniska fasta ämnet MX är gitterenergin entalpiförändringen för processen:

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

Notera att vi använder konventionen där det joniska fastämnet separeras i joner, så våra lattice energier kommer att vara endoterma (positiva värden). Vissa texter använder motsvarande men motsatt konvention och definierar gitterenergi som den energi som frigörs när separata joner kombineras för att bilda ett gitter och ger negativa (exoterma) värden. Om du letar efter gitterenergier i en annan referens, kontrollera vilken definition som används. I båda fallen tyder ett större värde för gitterenergin på en stabilare jonisk förening. För natriumklorid är $\Delta H_\text{lattice} = \text{769 kJ}$ . Det krävs alltså 769 kJ för att separera en mol fast \text{NaCl} till gasformiga $\text{Na}^+$ och $\text{Cl}^-$ joner. När en mol vardera av gasformiga $\text{Na}^+$ och $\text{Cl}^-$ joner bildar fasta \text{NaCl} , 769 kJ värme frigörs.
Gitterenergin $\Delta H_\text{lattice}$ i en jonkristall kan uttryckas med följande ekvation (härledd från Coulombs lag, som reglerar krafterna mellan elektriska laddningar):

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

där C är en konstant som beror på typen av kristallstruktur; Z+ och Z- är jonernas laddningar; och Ro är det interjoniska avståndet (summan av de positiva och negativa jonernas radier). Gitterenergin i en jonisk kristall ökar alltså snabbt när jonernas laddningar ökar och jonernas storlek minskar. När alla andra parametrar hålls konstanta fyrdubblas gitterenergin om man fördubblar både katjonens och anjonens laddning. Till exempel är gitterenergin hos $\text{LiF}$ (Z+ och Z- = 1) är 1023 kJ/mol, medan den för \text{MgO} (Z+ och Z- = 2) är 3900 kJ/mol (Ro är nästan densamma – cirka 200 pm för båda föreningarna).
Olika interatomära avstånd ger olika gitterenergier. Vi kan till exempel jämföra gitterenergin hos $\text{MgF}_2$ (2957 kJ/mol) med den hos $\text{MgI}_2$ (2327 kJ/mol) för att observera effekten på gitterenergin av F-:s mindre jonstorlek jämfört med I-.

EXEMPEL

Gridsenergijämförelser
Den dyrbara ädelstenen rubin är aluminiumoxid, $\text{Al}_2\text{O}_3$ , som innehåller spår av $\text{Cr}^{3+}$ . Föreningen $\text{Al}_2\text{Se}_3$ används vid tillverkningen av vissa halvledare. Vilken har den större gitterenergin, $\text{Al}_2\text{O}_3$ eller $\text{Al}_2\text{Se}_3$ ?

Lösning
I dessa två jonföreningar är laddningarna Z+ och Z- desamma, så skillnaden i gitterenergi kommer att bero på Ro. Den $\text{O}^{2-}$ -jonen är mindre än $\text{Se}^{2-}$ jon. Således skulle $\text{Al}_2\text{O}_3$ ha ett kortare interjoniskt avstånd än $\text{Al}_2\text{Se}_3$ , och $\text{Al}_2\text{O}_3$ skulle ha den större gitterenergin.
Kontrollera ditt lärande
Zinkoxid, $\text{ZnO}$ , är ett mycket effektivt solskyddsmedel. Hur skulle gitterenergin hos $\text{ZnO}$ jämföras med den för \text{NaCl} \text{NaCl} ?

Svar:
$\text{ZnO}$ skulle ha den större gitterenergin eftersom Z-värdena för både katjonen och anjonen i $\text{ZnO}$ är större, och det interjoniska avståndet i $\text{ZnO}$ är mindre än det i \text{NaCl} .

NÖJLIGA FRAMTIDEN

Styrkan hos en kovalent bindning mäts med hjälp av dess bindningsdissociationsenergi, det vill säga den energimängd som krävs för att bryta just den bindningen i en mol molekyler. Flera bindningar är starkare än enskilda bindningar mellan samma atomer. En reaktionens entalpi kan uppskattas utifrån den energitillförsel som krävs för att bryta bindningar och den energi som frigörs när nya bindningar bildas. För joniska bindningar är gitterenergin den energi som krävs för att separera en mol av en förening till dess joner i gasfas. Gitterenergin ökar för joner med högre laddningar och kortare avstånd mellan jonerna.

Bindningsenergi för en diatomär molekyl: $\text{XY} (g) \longrightarrow \text{X} (g) + \text{Y} (g) \ \ \ \text{D}_\text{X-Y} = \Delta H^{\circ}$
Enthalpyförändring: $\Delta H = \Sigma \text{D}_\text{förbindelser som bryts} - \Sigma \text{D}_\text{förbindelser som bildas}$
Gitterenergi för ett fast ämne MX: $\text{MX} (s) \longrightarrow \text{M}^{n+} (g) + \text{X}^{n-} (g) \Delta \ \ \ \ H_\text{lattice}$
Gridsenergi för en jonisk kristall: $\Delta H_\text{lattice} = \frac{ \text{C(Z}^+\text{)(Z}^-) }{ \text{R}_\circ }$

END OF CHAPTER EXERCISES

Vilken bindning i vart och ett av följande bindningspar är starkast? (a) $\text{C-C}$ eller $\text{C=C}$ (b) \text{C-N} eller \text{C} 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) $\text{C-H}$ eller $\text{O-H}$ (f) \text{C-N} eller $\text{C-O}$
Med hjälp av bindningsenergierna i tabellen, bestäm den ungefärliga entalpiförändringen för var och en av följande 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
Med hjälp av bindningsenergierna i tabellen, bestäm den ungefärliga entalpiändringen för var och en av följande 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) $\text{2C}_2\text{H}_6 (g) + \text{7O}_2 (g) \longrightarrow \text{4CO}_2 (g) + \text{6H}_2\text{O} (g)$
Rita en kurva som beskriver energin i ett system med H- och Cl-atomer på olika avstånd. Hitta sedan den minsta energin i denna kurva på två sätt. a) Använd bindningsenergin som finns i tabellerna för att beräkna energin för en enda $\text{HCl}$ bindning (Tips: Hur många bindningar finns det i en mol?)(b) Använd reaktionsenthalpin och bindningsenergierna för H2 och Cl2 för att lösa energin för en mol $\text{HCl}$ bindningar.
$\text{H}_2 (g) + \text{Cl}_2 (g) \rightleftharpoons \text{2HCl} (g) \ \ \ \ \ \Delta H_\text{rxn}^{\circ} = \text{-184.7 kJ/mol}$

Förklara varför bindningar uppstår vid specifika genomsnittliga bindningsavstånd istället för att atomerna närmar sig varandra oändligt nära.

Det specifika genomsnittliga bindningsavståndet är det avstånd som har den lägsta energin. Vid avstånd som är mindre än bindningsavståndet stöter de positiva laddningarna på de två atomkärnorna bort varandra och den totala energin ökar.
När en molekyl kan bilda två olika strukturer är strukturen med de starkare bindningarna vanligtvis den stabilare formen. Använd bindningsenergier för att förutsäga den korrekta strukturen för hydroxylaminmolekylen:
Den större bindningsenergin finns i figuren till vänster. Det är den stabilare formen.
Hur ser bindningsenergin för \text{HCl} (g) skiljer sig från standard entalpi för bildning av \text{HCl} . (g) ?
Visa med hjälp av data om standard entalpi för bildning i bilaga G hur standard entalpi för bildning av $\text{HCl} (g)$ kan användas för att bestämma bindningsenergin.

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

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

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

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

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

$\text{= -(-92.307 kJ) + 217.97 kJ + 121.3 kJ}$
$\text{= 431.6 kJ}$
Beräkna bindningsenergin för kol-svavel-dubbelbindningen i $\text{CS}_2$ med hjälp av de standardiserade uppgifterna om bildningsenthalpin i bilaga G.
Med hjälp av data om standard entalpi för bildning i bilaga G, bestäm vilken bindning som är starkare: S-F-bindningen i $\text{SF}_4 (g)$ eller i $\text{SF}_6 (g)$ ?
S-F-bindningen i $\text{SF}_4$ är starkare.
Med hjälp av standarddata om bildningsenthalpier i bilaga G, bestäm vilken bindning som är starkare: P-Cl-bindningen i $\text{PCl}_3 (g)$ eller i $\text{PCl}_5 (g)$ ?
Fyll följande Lewisstruktur genom att lägga till bindningar (inte atomer) och ange sedan den längsta bindningen:

De enkla C-C-bindningarna är längst.
Använd bindningsenergin för att beräkna ett ungefärligt värde på ΔH för följande reaktion. Vilken är den stabilare formen av $\text{FNO}_2$ ?
Använd principer för atomstruktur för att besvara var och en av följande frågor:1 (a) Ca-atomens radie är 197 pm; $\text{Ca}^{2+}$ jonens radie är 99 pm. Redogör för skillnaden. (b) Gitterenergin hos $\text{CaO} (s)$ är -3460 kJ/mol; gitterenergin för $\text{K}_2\text{O}$ är -2240 kJ/mol. Redogör för skillnaden. (c) Med tanke på dessa joniseringsvärden, förklara skillnaden mellan Ca och K med avseende på deras första och andra joniseringsenergi.

.

Element Första joniseringsenergin (kJ/mol) Sekunda joniseringsenergin (kJ/mol)

K 419 3050

Ca 590 1140

(d) Den första joniseringsenergin för Mg är 738 kJ/mol och Al:s är 578 kJ/mol. Redogör för denna skillnad.

(a) När två elektroner avlägsnas från valensskalet förlorar Ca-radien den yttersta energinivån och återgår till den lägre n = 3-nivån, som är mycket mindre i radie.(b) Kalciums +2-laddning drar syret mycket närmare jämfört med K, vilket ökar gitterenergin i förhållande till en mindre laddad jon.

(c) Avlägsnande av 4s elektronen i Ca kräver mer energi än avlägsnande av 4s elektronen i K på grund av kärnans starkare attraktionskraft och den extra energi som krävs för att bryta elektronernas parning. Den andra joniseringsenergin för K kräver att en elektron avlägsnas från en lägre energinivå, där attraktionen är mycket starkare från kärnan för elektronen. Dessutom krävs energi för att avbryta parningen av två elektroner i en hel orbital. För Ca kräver den andra joniseringspotentialen att endast en ensam elektron avlägsnas i den utsatta yttre energinivån.

(d) I Al är den avlägsnade elektronen relativt oskyddad och oparad i en p-orbital. Den högre energin för Mg återspeglar huvudsakligen den oparade 2s elektronen.
För vilket av följande ämnen krävs minst energi för att omvandla en mol av det fasta ämnet till separata joner? (a) \text{MgO} (b) $\text{SrO}$ (c) \text{KF} (d) \text{CsF} (d) \text{CsF} (d) \text{CsF} (e) $\text{MgF}_2$
(d)
Reaktionen av en metall, $\text{M}$ , med en halogen, $\text{X}_2$ , sker genom en exotermisk reaktion enligt denna ekvation: $\text{M} (s) + \text{X}_2 (g) \rightarrow \text{MX}_2 (s)$ . Ange för vart och ett av följande alternativ vilket alternativ som gör reaktionen mer exotermisk. Förklara dina svar. (a) en stor radie jämfört med en liten radie för $\text{M}^{+2}.$ (b) en hög joniseringsenergi vs. en låg joniseringsenergi för $\text{M}$ (c) en ökande bindningsenergi för halogenen (d) en minskande elektronaffinitet för halogenen (e) en ökande storlek på den anjon som bildas av halogenen
Gitterenergin för $\text{LiF}$ är 1023 kJ/mol och Li-F-avståndet är 201 pm. \text{MgO} kristalliserar i samma struktur som $\text{LiF}$ men med ett Mg-O-avstånd på 205 pm. Vilket av följande värden är det som närmast motsvarar gitterenergin för \text{MgO} : 256 kJ/mol, 512 kJ/mol, 1023 kJ/mol, 2046 kJ/mol eller 4008 kJ/mol? Förklara ditt val.
4008 kJ/mol; båda jonerna i \text{MgO} har dubbelt så stor laddning som jonerna i $\text{LiF}}$ ; bindningslängden är mycket likartad och båda har samma struktur; en fyrdubbling av energin förväntas baserat på ekvationen för gitterenergi
Vilken förening i vart och ett av följande par har den större gitterenergin? Anmärkning: $\text{Mg}^{2+}$ och $\text{Li}^+$ har liknande radier; $\text{O}^{2-}$ och $\text{F}^-$ har liknande radier. Förklara dina val. (a) \text{MgO} eller $\text{MgSe}$ (b) $\text{LiF}}$ eller \text{MgO} \text{MgO} (c) $\text{Li}_2\text{O}$ eller $\text{LiCl}$ (d) $\text{Li}_2\text{Se}$ eller \text{MgO}
Vilken förening i vart och ett av följande par har den större gitterenergin? Anmärkning: $\text{Ba}^{2+}$ och $\text{K}^+$ har liknande radier; $\text{S}^{2-}$ och $\text{Cl}^-$ har liknande radier. Förklara dina val. (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) $\text{BaS}$ eller $\text{BaCl}_2$
(a) $\text{Na}_2\text{O}$ ; $\text{Na}^+$ har en mindre radie än $\text{K}^+$ ; (b) $\text{BaS}$ ; \text{Ba} \text{Ba} ” height=”15″ width=”37″ style=”vertical-align: 0px”>.> \text{Ba} har en större laddning än $\text{K}$ ; (c) $\text{BaS} har en större laddning än <img src=$ . ” height=”15″ width=”37″ style=”vertical-align: 0px”>; \text{Ba} och \text{S} har större laddningar; (d) $\text{BaS} <img src=$ ; \text{S} har en större laddning
Vilken av följande föreningar kräver mest energi för att omvandla en mol av det fasta ämnet till separata joner? (a) \text{MgO} (b) $\text{SrO}$ (c) \text{KF} (d) \text{CsF} (e) $\text{MgF}_2$
Vilken av följande föreningar kräver mest energi för att omvandla en mol av det fasta ämnet till separata joner? (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	Första joniseringsenergin (kJ/mol)	Sekunda joniseringsenergin (kJ/mol)
K	419	3050
Ca	590	1140

Fotnoter

1 Denna fråga är hämtad från Chemistry Advanced Placement Examination och används med tillstånd från Educational Testing Service.

Glossar

bindningsenergi (även, bindningsdissociationsenergi) energi som krävs för att bryta en kovalent bindning i ett gasformigt ämne gitterenergi (ΔHlattice) energi som krävs för att separera en mol av ett joniskt fast ämne i dess beståndsdelar. gasformiga joner

energi som krävs för att separera en mol av ett joniskt fast ämne i dess beståndsdelar gasformiga joner

LÄRMÅL

Bindningsstyrka: Kovalenta bindningar

EXEMPEL

Ionisk bindningsstyrka och gitterenergi

EXEMPEL

NÖJLIGA FRAMTIDEN

NÖJLIGA FRAMTIDEN

END OF CHAPTER EXERCISES

Fotnoter

Glossar

I

Lämna ett svar Avbryt svar