Stärken von ionischen und kovalenten Bindungen PDF

Preview

Summary

Stärken von ionischen und kovalenten Bindungen:...

Description

Stärken von ionischen und kovalenten .5 :Bindungen Die Stärke einer Bindung beschreibt, wie stark jedes Atom an ein anderes Atom gebunden ist und wie viel Energie benötigt wird, um die Bindung zwischen den beiden Atomen zu brechen. In diesem Abschnitt lernen Sie die Bindungsstärke kovalenter Bindungen kennen und vergleichen diese dann mit der Stärke ionischer Bindungen, die mit der Gitterenergie einer .Verbindung verknüpft sind

Bindungsstärke: kovalente Bindungen Stabile Moleküle existieren, weil kovalente Bindungen die Atome zusammenhalten. Wir messen die Stärke einer kovalenten Bindung durch die Energie, die benötigt wird, um sie zu brechen, dh die Energie, die notwendig ist, um die gebundenen Atome zu trennen. Ein beliebiges Paar gebundener Atome zu trennen, erfordert Energie. Je stärker eine Bindung ist, desto größer ist die Energie, die benötigt wird, um sie zu .brechen Die Energie, die erforderlich ist, um eine spezifische kovalente Bindung in einem Mol gasförmiger Moleküle aufzubrechen, wird Bindungsenergie oder Bindungsdissoziationsenergie genannt. Die Bindungsenergie für ein zweiatomiges Molekül, DX-Y, ist definiert als die Standardenthalpieänderung für die :endotherme Reaktion ° XY(g)⟶X(g)+Y(g)

DX−Y = ΔH

Zum Beispiel ist die Bindungsenergie der reinen kovalenten H:H-Bindung, DH-H, 436 kJ pro Mol gebrochener H-H-Bindungen H2(g)⟶2H(g)

DH−H=ΔH°=436kJ

Moleküle mit drei oder mehr Atomen haben zwei oder mehr Bindungen. Die Summe aller Bindungsenergien in einem solchen Molekül ist gleich der Standardenthalpieänderung für die endotherme Reaktion, die alle Bindungen im Molekül aufbricht. Zum Beispiel ist die Summe der vier CHBindungsenergien in CH4, 1660 kJ, gleich der .Standardenthalpieänderung der Reaktion Die durchschnittliche CH-Bindungsenergie, DC-H, beträgt 1660/4 = 415 kJ / mol, da pro Mol der Reaktion vier Mole an CHBindungen gebrochen sind. Obwohl die vier C-H-Bindungen im ursprünglichen Molekül äquivalent sind, benötigen sie nicht die gleiche Energie, um zu brechen; sobald die erste Bindung gebrochen ist (was 439 kJ / mol erfordert), sind die verbleibenden Bindungen leichter zu brechen. Der Wert von 415 kJ / mol ist der Durchschnitt, nicht der genaue Wert, der .erforderlich ist, um eine Bindung zu brechen Die Stärke einer Bindung zwischen zwei Atomen nimmt zu, wenn die Anzahl der Elektronenpaare in der Bindung zunimmt. Im Allgemeinen nimmt die Bindungslänge ab, wenn die Bindungsstärke zunimmt. So finden wir, dass Dreifachbindungen stärker und kürzer sind als Doppelbindungen zwischen denselben zwei Atomen; ebenso sind Doppelbindungen stärker und kürzer als Einfachbindungen zwischen denselben zwei Atomen. Wenn ein Atom an verschiedene Atome in einer Gruppe bindet, nimmt die Bindungsstärke typischerweise ab, wenn wir uns in der Gruppe

nach unten bewegen. Zum Beispiel ist C-F 439 kJ / Mol, C-Cl ist .330 kJ / Mol und C-Br ist 275 kJ / Mol Wir können Bindungsenergien verwenden, um ungefähre Enthalpieänderungen für Reaktionen zu berechnen, bei denen Bildungsenthalpien nicht verfügbar sind. Berechnungen dieser Art sagen uns auch, ob eine Reaktion exotherm oder endotherm ist. Eine exotherme Reaktion (ΔH negativ, Wärme erzeugt) ergibt sich, wenn die Bindungen in den Produkten stärker sind als die Bindungen in den Reaktanten. Eine endotherme Reaktion (ΔH-positiv, Wärmeabsorption) ergibt sich, wenn die Bindungen in den Produkten schwächer sind als .die in den Reaktanten Die Enthalpieänderung, ΔH, für eine chemische Reaktion ist ungefähr gleich der Summe der Energie, die benötigt wird, um alle Bindungen in den Reaktanten zu brechen (Energie "in", positives Vorzeichen) plus die freigesetzte Energie, wenn alle Bindungen in den Produkten gebildet werden "Out", negatives Vorzeichen). Dies kann mathematisch folgendermaßen :ausgedrückt werden ΔH = ΣD Bindungen gebrochen – ΣD Bindungen gebildet In diesem Ausdruck bedeutet das Symbol Σ "die Summe von" und D stellt die Bindungsenergie in Kilojoule pro Mol dar, was immer eine positive Zahl ist. Die Bindungsenergie wird aus einer Tabelle erhalten und hängt davon ab, ob die spezielle Bindung eine Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung ist. Daher ist es bei der Berechnung von Enthalpien auf diese Weise wichtig, dass wir die Bindung in allen Reaktanten und Produkten berücksichtigen. Da D-Werte typischerweise Mittelwerte für einen Bindungstyp in vielen verschiedenen Molekülen sind,

liefert diese Berechnung eine grobe Schätzung und keinen .genauen Wert für die Reaktionsenthalpie :Betrachten Sie die folgende Reaktion ( H2(g)+Cl2(g)⟶2HCl(g Oder ( H–H(g)+Cl–Cl(g)⟶2H–Cl(g Um zwei Mol HCl zu bilden, müssen ein Mol H-H-Bindungen und ein Mol Cl-Cl-Bindungen aufgebrochen werden. Die zum Brechen dieser Bindungen erforderliche Energie ist die Summe der Bindungsenergie der H-H-Bindung (436 kJ / mol) und der ClCl-Bindung (243 kJ / mol). Während der Reaktion werden zwei Mole H-Cl-Bindungen gebildet (Bindungsenergie = 432 kJ / Mol), wobei 2 × 432 kJ freigesetzt werden; oder 864 kJ. Da die Bindungen in den Produkten stärker sind als in den Reaktionspartnern, setzt die Reaktion mehr Energie frei, als sie :verbraucht ΔH = ΣD Bindungen gebrochen – ΣD Bindungen gebildet ΔH= [DH−H+DCl−Cl]−2DH−Cl 185kJ−=( 432) 2−[ 436+243] =

Ionenbindungsstärke und Gitterenergie Eine ionische Verbindung ist aufgrund der elektrostatischen Anziehung zwischen ihren positiven und negativen Ionen stabil. Die Gitterenergie einer Verbindung ist ein Maß für die Stärke dieser Anziehung. Die Gitterenergie (Δ H Gitter) einer ionischen Verbindung ist definiert als die Energie, die erforderlich ist, um ein Mol des Feststoffs in seine gasförmigen

Komponentenkomponenten zu trennen. Für den ionischen Feststoff MX ist die Gitterenergie die Enthalpieänderung des :Prozesses n+

MX(s)⟶M

n−(

(g)+X

g)

ΔH Gitter

Beachten Sie, dass wir die Konvention verwenden, bei der der ionische Feststoff in Ionen getrennt wird, sodass unsere Gitterenergien endotherm sind (positive Werte). Einige Texte verwenden die äquivalente aber entgegengesetzte Konvention, indem sie die Gitterenergie als die Energie definieren, die freigesetzt wird, wenn sich getrennte Ionen zu einem Gitter verbinden und negative (exotherme) Werte ergeben. Wenn Sie Gitterenergien in einer anderen Referenz nachschlagen, sollten Sie also prüfen, welche Definition verwendet wird. In beiden Fällen zeigt eine grßere Grße der Gitterenergie eine stabilere ionische Verbindung an. Für Natriumchlorid ist & Dgr; H Gitter = 769 kJ. Somit werden 769 kJ benötigt, um ein Mol festes NaCl in gasförmige Na+ und Cl- Ionen zu trennen. Wenn je ein Mol gasförmige Na+ und Cl- Ionen festes NaCl bilden, werden 769 kJ .Wärme freigesetzt

Die Gitterenergie ΔH Gitter eines Ionenkristalls kann durch die folgende Gleichung ausgedrückt werden (abgeleitet vom Coulombschen Gesetz, das die Kräfte zwischen elektrischen :(Ladungen regelt

ΔH Gitter =C(Z+)(Z−)/Ro in der C eine Konstante ist, die von der Art der Kristallstruktur abhängt; Z+ und Z- sind die Ladungen an den Ionen; und Ro ist der interionische Abstand (die Summe der Radien der positiven

und negativen Ionen). Somit nimmt die Gitterenergie eines Ionenkristalls schnell zu, wenn die Ladungen der Ionen zunehmen und die Größen der Ionen abnehmen. Wenn alle anderen Parameter konstant gehalten werden, vervierfacht die Verdoppelung der Ladung von Kation und Anion die ) Gitterenergie. Zum Beispiel beträgt die Gitterenergie von LiF Z + und Z - = 1) 1023 kJ / mol, während diejenige von MgO (Z+ und Z- = 2) 3900 kJ / mol beträgt (Ro ist fast gleich - etwa 200 .(pm für beide Verbindungen Unterschiedliche interatomare Abstände erzeugen unterschiedliche Gitterenergien. Zum Beispiel können wir die Gitterenergie von MgF2 (2957 kJ / mol) mit der von MgI2 (2327 kJ / mol) vergleichen, um den Einfluss der kleineren Ionengröße .von F- auf die Gitterenergie im Vergleich zu I- zu beobachten

:Der Born-Haber-Zyklus Es ist nicht möglich, Gitterenergien direkt zu messen. Die Gitterenergie kann jedoch unter Verwendung der im vorhergehenden Abschnitt angegebenen Gleichung oder unter Verwendung eines thermochemischen Zyklus berechnet werden. Der Born-Haber-Zyklus ist eine Anwendung des HessGesetzes, die die Bildung eines ionischen Festkörpers in eine :Reihe von Einzelschritten zerlegt

ΔH∘f , die Standardenthalpie der Bildung der Verbindung IE, die Ionisierungsenergie des Metalls -EA, die Elektronenaffinität des Nichtmetalls

-ΔH∘s, die Sublimationsenthalpie des Metalls -D, die Bindungsdissoziationsenergie des Nichtmetalls -ΔH Gitter, die Gitterenergie der Verbindung Wir beginnen mit den Elementen in ihren gebräuchlichsten Zuständen, Cs (s) und F2 (g). Das ΔH∘s stellt die Umwandlung von festem Cäsium in ein Gas dar, und dann wandelt die Ionisierungsenergie die gasförmigen Cäsiumatome in Kationen um. Im nächsten Schritt berücksichtigen wir die Energie, die benötigt wird, um die F-F-Bindung zu brechen, um Fluoratome zu erzeugen. Die Umwandlung eines Mols Fluoratome in Fluoridionen ist ein exothermer Prozess, daher gibt dieser Schritt Energie ab (die Elektronenaffinität) und ist entlang der yAchse abnehmend dargestellt. Wir haben jetzt ein Mol CsKationen und ein Mol F-Anionen. Diese Ionen verbinden sich zu festem Cäsiumfluorid. Die Enthalpieänderung in diesem Schritt ist das Negative der Gitterenergie, also ist es auch eine exotherme Menge. Die Gesamtenergie, die an dieser Umwandlung beteiligt ist, ist gleich der experimentell bestimmten Bildungsenthalpie ΔH∘f der Verbindung aus ihren .Elementen. In diesem Fall ist die Gesamtänderung exotherm Das Hess'sche Gesetz kann auch verwendet werden, um den Zusammenhang zwischen den Enthalpien der einzelnen Stufen .und der Bildungsenthalpie zu zeigen Der Born-Haber-Zyklus kann auch verwendet werden, um irgendeine der anderen Größen in der Gitterenergiegleichung zu berechnen, vorausgesetzt, dass der Rest bekannt ist. Wenn beispielsweise die relevante Sublimationsenthalpie ΔH∘s, Ionisierungsenergie (IE), Bindungsdissoziationsenthalpie (D),

Gitterenergie ΔH Gitter und Standardenthalpie der Bildung ΔH∘f bekannt sind, kann der Born-Haber-Zyklus verwendet werden .um die Elektronenaffinität eines Atoms zu bestimmen Die für ionische Verbindungen berechneten Gitterenergien sind typischerweise viel höher als die für kovalente Bindungen gemessenen Bindungsdissoziationsenergien. Während Gitterenergien typischerweise in den Bereich von 600-4000 kJ / mol (einige noch höher) fallen, liegen die kovalenten Bindungsdissoziationsenergien typischerweise zwischen 150400 kJ / mol für Einfachbindungen. Beachten Sie jedoch, dass dies keine direkt vergleichbaren Werte sind. Bei ionischen Verbindungen sind die Gitterenergien mit vielen Wechselwirkungen verbunden, da sich Kationen und Anionen in einem ausgedehnten Gitter zusammenlagern. Bei kovalenten Bindungen ist die Bindungsdissoziationsenergie mit der .Wechselwirkung von nur zwei Atomen verbunden...