Bindingsenthalpiecalculator

Resultaten

Een ruwe schatting voor reacties in de gasfase: gemiddelde bindingsenergieën negeren de omgeving van elke binding, dus reken op verschillen van tientallen kJ/mol ten opzichte van een berekening met vormingsenthalpieën.

Zo gebruik je de bindingsenthalpiecalculator

1. 1. Teken de structuren. Schrijf de Lewisstructuur van elke reactant en elk product uit, zodat je elke binding ziet. Het hulpmiddel raadt de structuren niet uit de formules, omdat dezelfde formule verschillende bindingen kan bevatten.
2. 2. Geef de verbroken en gevormde bindingen op. Typ ze in de twee vakken — 4 C–H, 2 O=O — en tel één keer per molecuul in de gebalanceerde vergelijking. Gebruik - voor enkele, = voor dubbele en ≡ voor drievoudige bindingen. Je kunt ook “+ verbroken” of “+ gevormd” indrukken in de tabel, of een van de voorbeeldreacties kiezen.
3. 3. Controleer de lijst. Een binding die niet in de tabel staat, wordt bij naam gemarkeerd. Bindingen die aan beide kanten onveranderd voorkomen, kun je weglaten: ze heffen elkaar op.
4. 4. Lees ΔH af. Het antwoord is Σ verbroken − Σ gevormd, met beide sommen, het subtotaal van elke binding en de berekening. Een negatieve ΔH betekent dat de reactie exotherm is.

De methode

Het verbreken van een binding kost energie en het vormen ervan geeft energie vrij. Als de bindingen die je in de reactanten verbreekt meer kosten dan de bindingen in de producten opleveren, neemt de reactie per saldo warmte op. Geschreven als vergelijking, met D voor de gemiddelde bindingsenergie:

ΔH ≈ Σ D(verbroken bindingen) − Σ D(gevormde bindingen)

ΔH < 0: exotherm.  ΔH > 0: endotherm.

kJ per mol reactie zoals geschreven; 1 kcal = 4,184 kJ

De tekenconventie is de regel waar mensen zich over verwonderen: bindingsenergieën zijn positieve getallen, en de som van de producten wordt afgetrokken. Schrijf hier dus niet ΔH = Σ producten − Σ reactanten, want dat is de regel voor vormingsenthalpieën. Gebruik de regel die past bij de gegevens die je hebt, en meng ze niet in één berekening.

Uitgewerkt voorbeeld: verbranden van methaan

Voor CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g) heeft methaan vier C–H-bindingen, heeft elke O₂ één O=O-binding, heeft koolstofdioxide twee C=O-bindingen en heeft elk watermolecuul twee O–H-bindingen. Met de gemiddelde waarden uit de tabel:

• Verbroken: 4 × 415 (C–H) + 2 × 498 (O=O) = 1.660 + 996 = 2.656 kJ
• Gevormd: 2 × 741 (C=O) + 4 × 464 (O–H) = 1.482 + 1.856 = 3.338 kJ
• ΔH ≈ 2.656 − 3.338 = −682 kJ per mol verbrand CH₄

Waarom het verschilt van de uitkomst met vormingsenthalpieën

• Een bindingsenergie is een gemiddelde. De C–H-binding in methaan is niet dezelfde als de C–H-binding in ethanol of benzeen. De tabel geeft één waarde over veel verbindingen, dus elk molecuul wijkt een beetje af. De C=O-waarde van 741 kJ/mol in de tabel past bij aldehyden en ketonen, terwijl de C=O-bindingen van CO₂, ongeveer 799 kJ/mol, sterker zijn. Dat ene verschil verklaart het grootste deel van het verschil in het voorbeeld hierboven.
• Het geldt alleen voor gassen. Bindingsenergieën gelden voor afzonderlijke gasvormige moleculen, dus het antwoord is de ΔH in de gasfase. Als een product vloeibaar water is, moet je de condensatie-enthalpie optellen, ongeveer −44,0 kJ per mol H₂O (285,8 − 241,8 uit de CRC-vormingswaarden).
• Het houdt geen rekening met delokalisatie of spanning. Resonantie in benzeen of carbonaat, ringspanning en waterstofbruggen maken echte moleculen stabieler of minder stabiel dan de som van hun bindingen doet vermoeden.
• Vormingsenthalpieën zijn gemeten voor de werkelijke verbindingen. ΔH°_rxn = ΣΔH°_f(producten) − ΣΔH°_f(reactanten) gebruikt echte, getabelleerde waarden bij 298 K, dus dat is het beste antwoord zodra er gegevens zijn. Gebruik bindingsenergieën als die er niet zijn, of om te zien welke bindingen de energieverandering bepalen. De Calculator voor reactie-enthalpie rekent via de vormingsenthalpieën.

Veelgestelde vragen

Hoe bereken je ΔH met bindingsenthalpieën?

Tel de energie op die nodig is om elke binding in de reactanten te verbreken, tel de energie op die vrijkomt bij het vormen van elke binding in de producten, en trek het een van het ander af: ΔH ≈ Σ D(verbroken) − Σ D(gevormd). Tel elke binding één keer per molecuul in de gebalanceerde vergelijking. Voor H₂ + Cl₂ → 2 HCl is dat (436 + 243) − 2(432) = −185 kJ.

Waarom is het verbreken van een binding endotherm en het vormen ervan exotherm?

Atomen in een binding zitten op een lagere energie dan wanneer ze los van elkaar zijn, dus het uit elkaar trekken kost energie en het binden geeft die energie weer terug. Het gaat in beide richtingen om hetzelfde bedrag, en daarom worden bindingsenergieën voor het verbreken als positieve getallen genoteerd.

Waarom komt mijn antwoord met bindingsenergieën niet overeen met het antwoord met vormingsenthalpieën?

Bindingsenergieën zijn gemiddelden voor bindingen in de gasfase. Ze negeren de specifieke omgeving van elk molecuul en kunnen vloeistoffen, resonantie of spanning niet meenemen. Verschillen van tientallen kJ/mol zijn normaal. Beschouw het resultaat met vormingsenthalpieën als het nauwkeurigere, zodra je de gegevens hebt.

Moet ik elke binding in de moleculen opgeven?

Alleen de bindingen die veranderen. Bindingen die in een reactant en een product identiek zijn, komen in beide sommen voor en heffen elkaar op. Voor C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ kun je alleen C=C en H–H als verbroken en C–C en twee C–H als gevormd opgeven; het antwoord, −128 kJ, is hetzelfde als wanneer je elke binding telt.

Hoe tel ik een dubbele binding zoals O=O of C=C?

Een dubbele binding is één binding met een eigen, grotere energie, dus voer hem als één item in: O=O is 498 kJ/mol, niet twee O–O-bindingen. Drievoudige bindingen zijn hetzelfde: N≡N is 946 kJ/mol.

Kan ik bindingsenthalpieën gebruiken voor reacties met vloeistoffen of vaste stoffen?

Alleen nadat je alles naar gassen hebt omgerekend. Tel de verdampings- of sublimatie-enthalpie op voor elke stof die geen gas is, en behandel het resultaat met extra voorzichtigheid. Voor reacties in oplossing zijn vormingsenthalpieën of calorimetrie de betrouwbare route.