Nøgleforskel – Bond Energy vs Bond Enthalpy
Både bindingsenergi og bindingsentalpi beskriver det samme kemiske koncept; mængden af energi, der kræves for at skille et mol molekyler fra hinanden til dets atomer. Dette måler styrken af en kemisk binding. Derfor kaldes det også bindingsstyrke. Bindingsenergien beregnes som en gennemsnitsværdi af bindingsdissociationsenergier ved 298 K for kemiske arter i gasfasen. Der er ingen væsentlig forskel mellem udtrykkene bindingsenergi og bindingsentalpi, men bindingsenergi er angivet med "E", mens bindingsentalpi er angivet med "H".
Hvad er Bond Energy?
Bindingsenergi eller bindingsentalpi er et mål for bindingsstyrke. Bindingsenergi er den mængde energi, der kræves for at adskille et mol molekyler i dets komponentatomer. Det betyder, at bindingsenergi er den energi, der kræves for at bryde en kemisk binding. Bindingsenergi er betegnet som "E". Måleenheden er kJ/mol.
Kemiske bindinger dannes mellem atomer for at opnå en stabil tilstand, når de enkelte atomer har høj energi, som er ustabil. Dette betyder, at den kemiske bindingsdannelse mindsker energien i et system. Derfor frigives noget af energien (norm alt som varme), når der dannes kemiske bindinger. Derfor er bindingsdannelsen en eksoterm reaktion. For at bryde denne kemiske binding bør der tilføres energi (en mængde energi, der svarer til den energi, der frigives under bindingsdannelse). Denne mængde energi er kendt som bindingsenergien eller bindingsentalpien.
Figur 1: Energidiagram for bindingsdannelse (venstre) og bindingsdissociation (højre).
Bindingsenergien er lig med forskellen mellem entalpien af produkter (atomer) og reaktanter (startmolekyle). Hvert molekyle bør have sine egne bindingsenergiværdier. Men der er undtagelser. For eksempel afhænger bindingsenergien for CH-binding af molekylet, hvor bindingen opstår. Derfor beregnes bindingsenergien som en gennemsnitsværdi af bindingsdissociationsenergier.
Bindingsenergien er de gennemsnitlige bindingsdissociationsenergier for den samme art i gasfase (ved 298 K temperatur). For eksempel er bindingsenergien af methanmolekylet (CH4) den mængde energi, der kræves for at danne et carbonatom og 4 hydrogenradikaler. Derefter kan bindingsenergien for CH-binding beregnes ved at tage summen af bindingsdissociationsenergier for hver CH-binding og dividere den samlede værdi med 4.
Eks: Bindingsenergi af O-H-binding i H2O-molekyle kan beregnes som følger.
Mængde energi, der kræves for at bryde H-OH-bindingen=498,7 kJ/mol
Mængden af energi, der kræves for at bryde O-H-bindingen (i det resterende OH-radikal)=428 kJ/mol
Den gennemsnitlige bindingsdissociationsenergi=(498,7 + 428) / 2
=463,35 kJ/mol ≈ 464 kJ/mol
Derfor betragtes bindingsenergien for O-H i H2O-molekylet som 464 kJ/mol.
Hvad er Bond-entalpi?
Bondentalpi eller bindingsenergi er den mængde energi, der kræves for at adskille et molekyle i dets atomare komponenter. Det er et mål for bindingsstyrken. Bindingsentalpien er angivet som "H".
Hvad er forskellen mellem Bond Energy og Bond Entalpi?
- Bindingsenergi eller bindingsentalpi er den mængde energi, der kræves for at adskille et mol molekyler i dets komponentatomer.
- Bondsenergi er angivet som "E", mens bindingsentalpi er angivet som "H".
Opsummering – Bond Energy vs Bond Enthalpy
Bindingsenergien eller bindingsentalpien er den mængde energi, der kræves for at adskille et mol molekyler i dets atomare komponenter i gasfase. Det beregnes ved hjælp af bindingsdissociationsenergiværdierne for kemiske bindinger. Derfor er bindingsenergien den gennemsnitlige værdi af bindingsdissociationsenergier. Det er altid en positiv værdi, fordi bindingsdissociationen er endoterm (bindingsdannelsen er eksoterm). Der er ingen væsentlig forskel mellem bindingsenergi og bindingsentalpi.
