Nøkkelforskjell – Bond Energy vs Bond Enthalpy
Både bindingsenergi og bindingsentalpi beskriver det samme kjemiske konseptet; mengden energi som kreves for å bryte fra hverandre et mol med molekyler til dets komponentatomer. Dette måler styrken til en kjemisk binding. Derfor kalles det også bindingsstyrke. Bindingsenergien beregnes som en gjennomsnittsverdi av bindingsdissosiasjonsenergier ved 298 K for kjemiske arter i gassfasen. Det er ingen vesentlig forskjell mellom begrepene bindingsenergi og bindingsentalpi, men bindingsenergi er merket med "E", mens bindingsentalpi er merket med "H".
Hva er Bond Energy?
Bondenergi eller bindingsentalpi er et mål på bindingsstyrke. Bindingsenergi er mengden energi som kreves for å bryte fra hverandre et mol med molekyler til dets komponentatomer. Dette betyr at bindingsenergi er energien som kreves for å bryte en kjemisk binding. Bindingsenergi er betegnet som "E". Måleenheten er kJ/mol.
Kjemiske bindinger dannes mellom atomer for å få en stabil tilstand når de enkelte atomene har høy energi som er ustabil. Dette betyr at kjemisk bindingsdannelse reduserer energien til et system. Derfor frigjøres noe av energien (vanligvis som varme) når det dannes kjemiske bindinger. Derfor er bindingsdannelsen en eksoterm reaksjon. For å bryte denne kjemiske bindingen, bør energi tilføres (en mengde energi som er like stor som energien som frigjøres mens bindingen dannes). Denne energimengden er kjent som bindingsenergien eller bindingsentalpien.
Figur 1: Energidiagram for bindingsdannelse (venstre) og bindingsdissosiasjon (høyre).
Bindingsenergien er lik forskjellen mellom entalpien til produkter (atomer) og reaktanter (startmolekyl). Hvert molekyl bør ha sine egne bindingsenergiverdier. Men det finnes unntak. For eksempel avhenger bindingsenergien til CH-bindingen av molekylet der bindingen oppstår. Derfor beregnes bindingsenergien som en gjennomsnittsverdi av bindingsdissosiasjonsenergier.
Bindingsenergien er den gjennomsnittlige bindingsdissosiasjonsenergien for samme art i gassfase (ved 298 K temperatur). For eksempel er bindingsenergien til metanmolekylet (CH4) mengden energi som kreves for å danne et karbonatom og 4 hydrogenradikaler. Deretter kan bindingsenergien til CH-bindingen beregnes ved å ta summen av bindingsdissosiasjonsenergiene til hver CH-binding og dele den totale verdien med 4.
Eks: Bindingsenergien til O-H-bindingen i H2O-molekylet kan beregnes som følger.
Mengde energi som kreves for å bryte H-OH-bindingen=498,7 kJ/mol
Mengden energi som kreves for å bryte O-H-bindingen (i det gjenværende OH-radikalet)=428 kJ/mol
Den gjennomsnittlige bindingsdissosiasjonsenergien=(498,7 + 428) / 2
=463,35 kJ/mol ≈ 464 kJ/mol
Derfor regnes bindingsenergien til O-H i H2O-molekylet som 464 kJ/mol.
Hva er Bond-entalpi?
Bindingsentalpi eller bindingsenergi er mengden energi som kreves for å skille et molekyl i dets atomkomponenter. Det er et mål på bindingsstyrken. Bindingsentalpien er betegnet som "H".
Hva er forskjellen mellom Bond Energy og Bond Enthalpy?
- Bindingsenergi eller bindingsentalpi er mengden energi som kreves for å bryte fra hverandre et mol med molekyler til dets komponentatomer.
- Bondenergi er angitt som "E" mens bindingsentalpi er angitt som "H".
Sammendrag – Bond Energy vs Bond Enthalpy
Bindingsenergien eller bindingsentalpien er mengden energi som kreves for å separere et mol med molekyler i dets atomkomponenter i gassfase. Det beregnes ved å bruke bindingsdissosiasjonsenergiverdiene til kjemiske bindinger. Derfor er bindingsenergien gjennomsnittsverdien av bindingsdissosiasjonsenergier. Det er alltid en positiv verdi fordi bindingsdissosiasjonen er endoterm (bindingsdannelsen er eksoterm). Det er ingen vesentlig forskjell mellom bindingsenergi og bindingsentalpi.
