Kalkulator entalpii wiązań

Wyniki

Zgrubne oszacowanie dla reakcji w fazie gazowej: średnie energie wiązań pomijają otoczenie każdego wiązania, więc spodziewaj się różnic rzędu dziesiątek kJ/mol w porównaniu z obliczeniem z entalpii tworzenia.

Jak korzystać z kalkulatora entalpii wiązań

1. 1. Narysuj wzory strukturalne. Zapisz wzór Lewisa każdego substratu i produktu, abyś widział każde wiązanie. Narzędzie nie zgaduje struktur ze wzorów sumarycznych, ponieważ ten sam wzór może opisywać różne wiązania.
2. 2. Wypisz wiązania zerwane i utworzone. Wpisz je w dwóch polach — 4 C–H, 2 O=O — licząc jedno wiązanie na każdą cząsteczkę w zbilansowanym równaniu. Użyj - dla wiązań pojedynczych, = dla podwójnych i ≡ dla potrójnych. Możesz też nacisnąć „+ zerwane” lub „+ utworzone” w tabeli albo wybrać jedną z przykładowych reakcji.
3. 3. Sprawdź listę. Wiązanie, którego nie ma w tabeli, zostanie wskazane po nazwie. Wiązania, które pojawiają się bez zmian po obu stronach, można pominąć: i tak się skracają.
4. 4. Odczytaj ΔH. Wynik to Σ zerwane − Σ utworzone, z obiema sumami, sumą cząstkową każdego wiązania i obliczeniami. Ujemne ΔH oznacza reakcję egzotermiczną.

Metoda

Zerwanie wiązania pochłania energię, a jego utworzenie ją uwalnia. Jeśli wiązania zerwane w substratach kosztują więcej, niż oddają wiązania utworzone w produktach, reakcja pobiera ciepło w sumie. Zapisane jako równanie, przy czym D oznacza średnią energię wiązania:

ΔH ≈ Σ D(wiązania zerwane) − Σ D(wiązania utworzone)

ΔH < 0: egzotermiczna.  ΔH > 0: endotermiczna.

kJ na mol reakcji zapisanej w równaniu; 1 kcal = 4,184 kJ

Konwencja znaków zaskakuje wiele osób: energie wiązań są liczbami dodatnimi, a suma produktów jest odejmowana. Nie pisz tutaj ΔH = Σ produkty − Σ substraty, bo to reguła dla entalpii tworzenia. Użyj tej, która pasuje do danych, którymi dysponujesz, i nie mieszaj ich w jednym obliczeniu.

Przykład krok po kroku: spalanie metanu

Dla CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g) metan ma cztery wiązania C–H, każdy O₂ ma jedno wiązanie O=O, dwutlenek węgla ma dwa wiązania C=O, a każda cząsteczka wody ma dwa wiązania O–H. Przy średnich wartościach z tabeli:

• Zerwane: 4 × 415 (C–H) + 2 × 498 (O=O) = 1660 + 996 = 2656 kJ
• Utworzone: 2 × 741 (C=O) + 4 × 464 (O–H) = 1482 + 1856 = 3338 kJ
• ΔH ≈ 2656 − 3338 = −682 kJ na mol spalanego CH₄

Dlaczego wynik różni się od wyniku z entalpii tworzenia

• Energia wiązania to średnia. Wiązanie C–H w metanie nie jest tym samym wiązaniem co C–H w etanolu czy benzenie. Tabela podaje jedną wartość uśrednioną po wielu związkach, więc każda cząsteczka jest trochę inna. Wartość C=O = 741 kJ/mol pasuje do aldehydów i ketonów, a wiązania C=O w CO₂, około 799 kJ/mol, są mocniejsze. Ta jedna różnica tłumaczy większość rozbieżności w powyższym przykładzie.
• Dotyczy tylko gazów. Energie wiązań odnoszą się do pojedynczych cząsteczek gazowych, więc wynik to ΔH w fazie gazowej. Jeśli produktem jest ciekła woda, trzeba dodać entalpię kondensacji, około −44,0 kJ na mol H₂O (285,8 − 241,8 z wartości tworzenia CRC).
• Nie widzi delokalizacji ani naprężenia. Rezonans w benzenie lub węglanie, naprężenie pierścienia i wiązania wodorowe sprawiają, że rzeczywiste cząsteczki są bardziej lub mniej stabilne, niż sugeruje suma ich wiązań.
• Entalpie tworzenia są mierzone dla rzeczywistych związków. ΔH°_rxn = ΣΔH°_f(produkty) − ΣΔH°_f(substraty) używa rzeczywistych, tabelarycznych wartości w 298 K, więc jest lepszą odpowiedzią zawsze, gdy dane istnieją. Używaj energii wiązań, gdy danych brakuje, albo by zobaczyć, które wiązania napędzają zmianę energii. Kalkulator entalpii reakcji wykonuje obliczenie z entalpii tworzenia.

Najczęstsze pytania

Jak obliczyć ΔH z entalpii wiązań?

Dodaj energię potrzebną do zerwania każdego wiązania w substratach, dodaj energię uwolnioną przy utworzeniu każdego wiązania w produktach i odejmij: ΔH ≈ Σ D(zerwane) − Σ D(utworzone). Licz każde wiązanie raz na cząsteczkę w zbilansowanym równaniu. Dla H₂ + Cl₂ → 2 HCl wychodzi (436 + 243) − 2(432) = −185 kJ.

Dlaczego zerwanie wiązania jest endotermiczne, a jego utworzenie egzotermiczne?

Atomy w wiązaniu mają niższą energię niż osobno, więc rozerwanie ich wymaga energii, a połączenie ją zwraca. Ta sama wielkość występuje w obu kierunkach, dlatego energie wiązań podaje się jako liczby dodatnie przy zrywaniu.

Dlaczego mój wynik z energii wiązań nie zgadza się z wynikiem z entalpii tworzenia?

Energie wiązań są średnimi dla wiązań w fazie gazowej, więc ignorują szczegółowe otoczenie każdej cząsteczki i nie uwzględniają cieczy, rezonansu ani naprężenia. Różnice rzędu dziesiątek kJ/mol są normalne. Gdy masz dane, traktuj wynik z entalpii tworzenia jako dokładniejszy.

Czy muszę wypisać każde wiązanie w cząsteczkach?

Tylko te, które się zmieniają. Wiązania identyczne w substracie i produkcie występują w obu sumach i się skracają. Dla C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ możesz wypisać tylko zerwane C=C i H–H oraz utworzone C–C i dwa C–H, a wynik, −128 kJ, jest taki sam jak przy liczeniu wszystkich wiązań.

Jak liczyć wiązanie podwójne, np. O=O lub C=C?

Wiązanie podwójne to jedno wiązanie o własnej, większej energii, więc wpisz je jako jedną pozycję: O=O to 498 kJ/mol, a nie dwa wiązania O–O. Wiązania potrójne są tak samo: N≡N to 946 kJ/mol.

Czy mogę użyć entalpii wiązań przy reakcjach z udziałem cieczy lub ciał stałych?

Tylko po przeliczeniu wszystkiego na gazy. Dodaj entalpię parowania lub sublimacji dla każdego składnika, który nie jest gazem, i traktuj wynik z dużą ostrożnością. Dla reakcji w roztworze rzetelną drogą są entalpie tworzenia lub kalorymetria.