3.6: Wytrzymałość wiązań

Wytrzymałość wiązań: Covalent Bonds

Stabilne cząsteczki istnieją, ponieważ wiązania kowalencyjne trzymają atomy razem. Miarą siły wiązania kowalencyjnego jest energia potrzebna do jego zerwania, czyli energia potrzebna do rozdzielenia połączonych atomów. Rozdzielenie jakiejkolwiek pary połączonych atomów wymaga energii; im silniejsze wiązanie, tym większa energia potrzebna do jego zerwania. Energia potrzebna do zerwania określonego wiązania kowalencyjnego w jednym molu cząsteczek gazu nazywana jest energią wiązania lub energią dysocjacji wiązania. Energia wiązania dla cząsteczki dwuatomowej, \(D_{X-Y}), jest zdefiniowana jako standardowa zmiana entalpii dla reakcji endotermicznej:

Na przykład, energia wiązania czystego kowalencyjnego wiązania H-H, \(delta_{H-H}), wynosi 436 kJ na mol zerwanego wiązania H-H:

Zerwanie wiązania zawsze wymaga dodania energii do cząsteczki. Odpowiednio, tworzenie wiązania zawsze uwalnia energię.

Cząsteczki z trzema lub więcej atomami mają dwa lub więcej wiązań. Suma energii wszystkich wiązań w takiej cząsteczce jest równa standardowej zmianie entalpii dla reakcji endotermicznej, która powoduje zerwanie wszystkich wiązań w cząsteczce. Na przykład, suma energii czterech wiązań C-H w CH4, 1660 kJ, jest równa standardowej zmianie entalpii reakcji:

Średnia energia wiązania C-H, \(D_{C-H}), wynosi 1660/4 = 415 kJ/mol, ponieważ na mol reakcji przypadają cztery mole zerwanych wiązań C-H. Chociaż cztery wiązania C-H są równoważne w oryginalnej cząsteczce, nie wymagają one takiej samej energii do zerwania; po zerwaniu pierwszego wiązania (co wymaga 439 kJ/mol), pozostałe wiązania są łatwiejsze do zerwania. Wartość 415 kJ/mol jest średnia, a nie dokładna wartość wymagana do złamania każdego jednego bond.

Siła wiązania między dwoma atomami wzrasta wraz ze wzrostem liczby par elektronów w wiązaniu. Ogólnie rzecz biorąc, jak siła wiązania wzrasta, długość wiązania maleje. Tak więc, widzimy, że wiązania potrójne są silniejsze i krótsze niż wiązania podwójne między tymi samymi dwoma atomami; podobnie, wiązania podwójne są silniejsze i krótsze niż wiązania pojedyncze między tymi samymi dwoma atomami. Średnie energie wiązań dla niektórych typowych wiązań znajdują się w tabeli, a porównanie długości wiązań i sił wiązań dla niektórych typowych wiązań znajduje się w tabeli. Kiedy jeden atom łączy się z różnymi atomami w grupie, siła wiązania zazwyczaj maleje w miarę przesuwania się w dół grupy. Na przykład, C-F wynosi 439 kJ/mol, C-Cl wynosi 330 kJ/mol, a C-Br wynosi 275 kJ/mol.

.

.

.

.

Table \(\PageIndex{1}}): Bond Energies (kJ/mol)

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

Tabela: Average Bond Lengths and Bond Energies for Some Common Bonds

Bond	Bond Length (Å)	Bond Energy (kJ/mol)
C-C	1.54	345
C-C	1.34	611
(™mathrm{C≡C}})	1.20	837
C-N	1.43	290
(™mathrm{C=N}})	1.38	615
(™mathrm{C≡N}})	1.16	891
C-O	1.43	350
(™mathrm{C=O}})	1.23	741
(™athrm{C≡O}})	1.13	1080

Energie wiązań możemy wykorzystać do obliczenia przybliżonych zmian entalpii dla reakcji, dla których entalpie tworzenia nie są dostępne. Obliczenia tego typu powiedzą nam również, czy reakcja jest egzotermiczna czy endotermiczna.

Zmiana entalpii, ΔH, dla reakcji chemicznej jest w przybliżeniu równa sumie energii wymaganej do zerwania wszystkich wiązań w reaktorach (energia „wejścia”, znak dodatni) plus energia uwolniona, gdy wszystkie wiązania są utworzone w produktach (energia „wyjścia”, znak ujemny). Można to wyrazić matematycznie w następujący sposób:

W tym wyrażeniu symbol \(\) oznacza „sumę”, a D oznacza energię wiązania w kilodżulach na mol, która zawsze jest liczbą dodatnią. Energię wiązania uzyskuje się z tabeli i zależy ona od tego, czy dane wiązanie jest wiązaniem pojedynczym, podwójnym czy potrójnym. Tak więc, przy obliczaniu entalpii w ten sposób, ważne jest, abyśmy wzięli pod uwagę wiązania we wszystkich reaktorach i produktach. Ponieważ wartości D są zazwyczaj wartościami średnimi dla jednego typu wiązania w wielu różnych cząsteczkach, obliczenia te dostarczają przybliżonych szacunków, a nie dokładnych wartości entalpii reakcji.

Rozważmy następującą reakcję:

lub

Aby utworzyć dwa mole HCl, należy rozerwać jeden mol wiązań H-H i jeden mol wiązań Cl-Cl. Energia potrzebna do rozerwania tych wiązań jest sumą energii wiązania H-H (436 kJ/mol) i wiązania Cl-Cl (243 kJ/mol). Podczas reakcji tworzą się dwa mole wiązań H-Cl (energia wiązania = 432 kJ/mol), uwalniając 2 × 432 kJ, czyli 864 kJ. Ponieważ wiązania w produktach są silniejsze niż te w reaktorach, reakcja uwalnia więcej energii niż zużywa:

-2D_{H-Cl}}}
&==mathrm{-2(432)=-185:kJ}
>końcówka {align*}}

Ta nadwyżka energii jest uwalniana w postaci ciepła, więc reakcja jest egzotermiczna. W tabeli T2 podano wartość standardowej molowej entalpii tworzenia się HCl(g), ΔH^, wynoszącą -92,307 kJ/mol. Dwukrotność tej wartości wynosi -184,6 kJ, co zgadza się z odpowiedzią uzyskaną wcześniej dla tworzenia się dwóch moli HCl.

Podsumowanie

• Energia wiązania dla cząsteczki dwuatomowej: \(\ce{XY}(g)⟶\ce{X}(g)+\ce{Y}(g)\hspace{20px}\ce{D_{X–Y}}=ΔH°\)
• Enthalpy change: ΔH = ƩDbonds broken – ƩDbonds formed

.