Võlakirjaenergia Ja Võlakirjaentalpia Erinevus

2024 Autor: Mildred Bawerman | [email protected]. Viimati modifitseeritud: 2023-12-16 08:38

Peamine erinevus - võlakirjaenergia vs võlakirjaentalpia

Nii sideme energia kui ka sideme entalpia kirjeldavad sama keemilist kontseptsiooni; energiahulk, mis on vajalik molekulide mooli lõhustamiseks selle komponentaatomiteks. See mõõdab keemilise sideme tugevust. Seetõttu nimetatakse seda ka sideme tugevuseks. Sideenergia arvutatakse gaasifaasis olevate keemiliste liikide sidemete dissotsiatsioonienergiate keskmise väärtusena temperatuuril 298 K. Terminite sideenergia ja sideaentalpia vahel pole märkimisväärset erinevust, kuid sidemeenergiat tähistatakse tähega "E", sidemeentalpiat tähistatakse tähega "H".

SISU

1. Ülevaade ja peamine erinevus

2. Mis on võlakirjaenergia

3. Mis on võlakirjaentalpia

4. Võrdlus kõrvuti - võlakirjaenergia vs võlakirjaentalpia tabelina

5. Kokkuvõte

Mis on võlakirjaenergia?

Sidemeenergia ehk sideme entalpia on sideme tugevuse mõõdupuu. Sidemeenergia on energiahulk, mis on vajalik molekulide mooli selle aatomiteks lõhustamiseks. See tähendab, et sideme energia on keemilise sideme purustamiseks vajalik energia. Võlakirja energiat tähistatakse kui “E”. Mõõtühik on kJ / mol.

Keemilised sidemed moodustuvad aatomite vahel stabiilse oleku saamiseks, kui üksikute aatomite energia on kõrge, mis on ebastabiilne. See tähendab, et keemilise sideme moodustumine vähendab süsteemi energiat. Seetõttu eraldub osa energiast (tavaliselt soojana) keemiliste sidemete moodustamisel. Seega on sideme moodustumine eksotermiline reaktsioon. Selle keemilise sideme purustamiseks tuleks pakkuda energiat (võrdne energiahulk sideme moodustumisel eralduva energia omaga). Seda energiakogust tuntakse sidemeenergia või sideme entalpiana.

Joonis 1: sidemete moodustumise (vasakul) ja sideme dissotsieerumise (paremal) energiadiagramm.

Sideenergia on võrdne toodete (aatomite) ja reaktiivide (lähtemolekuli) entalpia erinevusega. Igal molekulil peaksid olema oma sideme energia väärtused. Kuid on ka erandeid. Näiteks CH-sideme energia sõltub molekulist, kus side toimub. Seetõttu arvutatakse sideme energia sideme dissotsiatsioonienergiate keskmise väärtusena.

Sidemeenergia on sama liigi gaasilises faasis (temperatuuril 298 K) keskmised sidemete dissotsiatsioonienergiad. Näiteks sideme energia metaani molekuli (CH ₄) on vajalik energia hulk, moodustades süsinikuaatom 4 vesinikuradikaaliga. Siis saab CH-sideme energia sidumise jaoks arvutada, võttes iga CH-sideme sidemete dissotsieerumisenergia summa ja jagades kogu väärtuse 4-ga.

Nt: OH-sideme sidumise energiat H ₂ O-molekulis saab arvutada järgmiselt.

H-OH sideme purustamiseks vajalik energia hulk = 498,7 kJ / mol

OH-sideme purustamiseks vajalik energiahulk (ülejäänud OH-radikaalis) = 428 kJ / mol

Keskmine sideme dissotsiatsioonienergia = (498,7 + 428) / 2

= 463,35 kJ / mol ≈ 464 kJ / mol

Seega loetakse OH sideme energiaks H ₂ O molekulis 464 kJ / mol.

Mis on võlakirjaentalpia?

Sideme entalpia ehk sideme energia on energia hulk, mis on vajalik molekuli eraldamiseks aatomkomponentideks. See on sideme tugevuse mõõt. Sideme entalpiat tähistatakse kui "H".

Mis vahe on võlakirjaenergia ja võlakirjaentalpia vahel?

• Sidemeenergia ehk sidemeentalpia on energiahulk, mis on vajalik molekulide mooli selle aatomiteks lõhustamiseks.
• Võlakirja energiat tähistatakse kui "E", sideme entalpiat aga kui "H".

Kokkuvõte - võlakirjaenergia vs võlakirjaentalpia

Sidemeenergia ehk sideaentalpia on energia hulk, mis on vajalik molekulide mooli eraldamiseks selle aatomkomponentideks gaasilises faasis. Selle arvutamiseks kasutatakse keemiliste sidemete sidemete dissotsiatsioonienergia väärtusi. Seetõttu on sideme energia sideme dissotsiatsioonienergiate keskmine väärtus. See on alati positiivne väärtus, kuna sideme dissotsieerumine on endotermiline (sideme moodustumine on eksotermiline). Sidemeenergia ja sideme entalpia vahel pole märkimisväärset erinevust.