Vazebná energie

Vazebná energie, též střední entalpie vazby[1] nebo průměrná entalpie vazby[2] je veličina udávající sílu chemické vazby.[3] Definována je jako střední disociační energie v plynné fázi (obvykle za teploty 298,15 K neboli 25˚C) pro všechny vazby stejného druhu v dané molekule nebo iontu.[4]

Disociační energie/entalpie vazby se definuje jako standardní změna entalpie při štěpení typu R - X → R + X.[5]

Disociační entalpie, značená Dº(R - X), se obvykle odvozuje z termochemické rovnice:

Energie vazby uhlík–vodík v molekule methanu je definována jako změna entalpie (∆H) při rozštěpení jedné molekuly methanu na atom uhlíku a čtyři vodíkové radikály, vydělená čtyřmi. Přesné hodnoty pro každou jednotlivou vazbu v dané molekule se mohou mírně lišit.[6]

Vazebná energie je průměrem disociačních energií všech vazeb jednoho druhu v dané molekule.[7] Disociační energie vazeb stejného druhu se mohou v rámci stejné molekuly lišit. U molekuly vody, která obsahuje dvě vazby O–H uspořádané jako H–O–H, jde o průměr energií potřebných k rozštěpení každé ze dvou vazeb O–H v tomto pořadí:

Přestože jsou v původní molekule obě vazby ekvivalentní, tak se jejich energie mírně liší podle toho, jestli je na atom kyslíku vázán další vodík.

Při rozštěpení vazby se vazebné elektrony mezi produkty rozdělí rovnoměrně, což se nazývá homolýza. Tímto způsobem se tvoří radikály.[8]

Předpovídání podle poloměrů

K odhadům vazebných energií lze použít kovové, iontové a kovalentní poloměry jednotlivých atomů; například kovalentní poloměr atomu boru je 83,0 pm, ale délky vazeb B–B v molekule B2Cl4 činí 175 pm, tento velký rozdíl lze vysvětlit tím, že příslušné jednoduché vazby jsou slabé. Dalším příkladem může být kovový poloměr rhenia, který má hodnotu 137,5 pm, zatímco délka vazby Re–Re v molekule Re2Cl8 je 224 pm, z čehož je možné vyvodit, že jde o velmi silnou, pravděpodobně čtvernou vazbu. Uvedený postup je vhodný pro kovalentní vazby.[9]

Vliv různých faktorů

Energie vazeb, obzvláště iontových, ovlivňují elektronegativity vázaných atomů, přičemž větší rozdíly elektronegativit odpovídají silnějším vazbám.[10]

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Bond energy na anglické Wikipedii.

  1. ↑ Clark, J (2013), BOND ENTHALPY (BOND ENERGY), Chemguide, BOND ENTHALPY (BOND ENERGY)
  2. ↑ Jerry D. Christian. Strength of chemical bonds. Journal of Chemical Education. 1973, s. 176. Dostupné online. ISSN 0021-9584. DOI 10.1021/ed050p176. 
  3. ↑ MARCH, Jerry. Advanced organic chemistry: reactions, mechanisms, and structure. 3. ed. vyd. New York: Wiley 1346 s. (A Wiley-Interscience publication). ISBN 978-0-471-85472-2, ISBN 978-0-471-88841-3. 
  4. ↑ Richard S. Treptow. Bond Energies and Enthalpies: An Often Neglected Difference. Journal of Chemical Education. 1995, s. 497. ISSN 0021-9584. DOI 10.1021/ed072p497. 
  5. ↑ William Haynes. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97th Edition (CRC Handbook of Chemistry & Physics) 97th Edition. [s.l.]: CRC Press, 2016-2017. Dostupné online. ISBN 978-1498754286. 
  6. ↑ The IUPAC Compendium of Chemical Terminology: The Gold Book. Příprava vydání Victor Gold. 4. vyd. Research Triangle Park, NC: International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) Dostupné online. DOI 10.1351/goldbook.b00701. (anglicky) DOI: 10.1351/goldbook. 
  7. ↑ Madhusha (2017), Difference Between Bond Energy and Bond Dissociation Energy, Pediaa, [1]
  8. ↑ Illustrated Glossary of Organic Chemistry - Homolytic cleavage (homolysis) [online]. [cit. 2019-11-27]. Dostupné online. 
  9. ↑ N. W. Alcock. Bonding and Structure: Structural Principles in Inorganic and Organic Chemistry. [s.l.]: Ellis Horwood, 1990. Dostupné online. ISBN 9780134652535. S. 40-42. 
  10. ↑ Handbook of Chemistry & Physics. [s.l.]: CRC Press, 1984-06-27. Dostupné online. ISBN 0-8493-0465-2. 

Související články

  • Ionizační energie