Ενθαλπία διάσπασης δεσμών

Είναι δυνατό να οριστεί η ενθαλπία διάστασης δεσμού ως η τυπική αλλαγή στην ενθαλπία που συμβαίνει όταν ένας δεσμός διασπάται μέσω ομολυτικής σχάσης. Οι ρίζες που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της ομόλυσης του δεσμού είναι οι πιο κοινές.

Ενθαλπία διάσπασης δεσμού

Η ενθαλπία διάστασης δεσμού ενός χημικού δεσμού μεταξύ δύο ειδών μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την εκτίμηση της ισχύος του χημικού δεσμού μεταξύ των δύο ειδών. Συχνά ορίζεται ως η μεταβολή της ενθαλπίας της ομολυτικής σχάσης ενός χημικού δεσμού στο απόλυτο μηδέν, αν και τυπικά μετράται ως η μεταβολή της ενθαλπίας σε τυπικές συνθήκες (298K) (0K).

Χαρακτηριστικά  ενθαλπίας διάστασης δεσμού

Είναι η ποσότητα ενέργειας που πρέπει να παρέχεται για να σπάσει ένας χημικός δεσμός που υπάρχει μεταξύ δύο διαφορετικών ειδών οργανισμών.

Η ισχύς του χημικού δεσμού μπορεί να υπολογιστεί με τη χρήση αυτής της μεθόδου.

Ειδικότερα, όσον αφορά τα διατομικά μόρια, είναι ίση με την τιμή της ενέργειας του δεσμού.

Ο δεσμός μεταξύ πυριτίου και φθορίου λέγεται ότι έχει την υψηλότερη ενθαλπία διάστασης δεσμού από όλους τους γνωστούς χημικούς δεσμούς.

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί μεταξύ ατόμων ή μορίων λέγεται ότι έχουν χαμηλές ενέργειες διάστασης δεσμών επειδή σχηματίζονται από ηλεκτροστατική έλξη.

Για τα διατομικά μόρια, όπως συζητήθηκε προηγουμένως, η ενθαλπία διάστασης δεσμού είναι ίση με την ενέργεια του δεσμού, πράγμα που σημαίνει ότι η ενέργεια του δεσμού διατηρείται. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι η ενέργεια του δεσμού είναι η μέση τιμή όλων των ενθαλπιών διάστασης δεσμών όλων των δεσμών του ίδιου τύπου σε ένα μόριο και η ενέργεια του δεσμού υπολογίζεται ως εξής:

Για να το δείξουμε, θεωρήστε ένα μόριο μεθανίου από το οποίο πρέπει να αφαιρεθούν όλα τα άτομα υδρογόνου για να ολοκληρωθεί ο μετασχηματισμός. Η ενέργεια που απαιτείται για την αφαίρεση του πρώτου μορίου υδρογόνου είναι 105 kcal/mol, ενώ η ενέργεια που απαιτείται για την απομάκρυνση του δεύτερου μορίου υδρογόνου είναι 110 kcal/mol. Υπολογίζεται ότι η ενθαλπία διάστασης δεσμού του τρίτου και του τέταρτου υδρογόνου είναι 101 kcal/mol και 81 kcal/mol, αντίστοιχα, για αυτά τα υδρογόνα. Με τον μέσο όρο αυτών των τιμών, ανακαλύπτεται ότι η συνολική ενέργεια του δεσμού είναι 99 kcal/mol, η οποία δεν είναι ίση με καμία από τις ενέργειες διάστασης δεσμών των δεσμών C-H, όπως αναφέρθηκε προηγουμένως.

Διαφορά μεταξύ ενθαλπίας δεσμού και ενθαλπίας διάστασης δεσμού 

Θα πρέπει να σημειωθεί ότι υπάρχει σημαντική διαφορά μεταξύ της ενθαλπίας δεσμού και της ενθαλπίας διάστασης δεσμού, η οποία καταδεικνύεται παρακάτω.

Με εξαίρεση τα διατομικά μόρια, η ενθαλπία διάστασης δεσμού είναι διαμετρικά αντίθετη από την ενθαλπία δεσμού. Για ένα δεδομένο μόριο, η ενθαλπία διάστασης δεσμού αντιπροσωπεύει την ενέργεια που απαιτείται για τη διάσπαση ενός μεμονωμένου χημικού δεσμού, ενώ η ενθαλπία δεσμού αντιπροσωπεύει τον μέσο όρο όλης της ενθαλπίας διάστασης δεσμού των δεσμών παρόμοιου τύπου για αυτό το μόριο. Για μια ομοληπτική ένωση EXn, η μεταβολή της ενθαλπίας της απόκρισης EXn →  E + nX αυξάνει την αλλαγή ενθαλπίας του δεσμού Ε–Χ κατά συντελεστή (1/n). Ως αποτέλεσμα, η ενθαλπία δεσμού μπορεί επίσης να αναφέρεται ως μέση ενθαλπία διάσπασης δεσμού και η ενθαλπία διάσπασης δεσμού μπορεί να αναφέρεται ως τυπική ενθαλπία διάστασης και η ενθαλπία δεσμού μπορεί επίσης να αναφέρεται ως τυπική ενθαλπία διάσπασης.

Εκτός εάν αναφέρεται διαφορετικά, οι μέσες ενθαλπίες ομολόγων που δίνονται στους πίνακες είναι κανονικές εκτιμήσεις της ενθαλπίας ομολόγων μιας ποικιλίας κατηγοριών ειδών που περιέχουν «τυπικές» περιπτώσεις του υπό εξέταση ομολόγου. Για να σπάσει ένας δεσμός HOH στο μόριο του νερού (H2O), για παράδειγμα, χρειάζονται 118,8 kcal/mol (497,1 kJ/mol) ενέργειας. Ο διαχωρισμός του υπόλοιπου υδροξυλίου απαιτεί 101,8 kcal/mol (425,9 kJ/mol) ενέργειας. Σύμφωνα με τη συμβατική σοφία, η ενθαλπία των ομοιοπολικών δεσμών O-H στο νερό είναι 110,3 kcal/mol (461,5 kJ/mol), που είναι ουσιαστικά ο μέσος όρος αυτών των τιμών.

Για την εξάλειψη των προοδευτικών ατόμων υδρογόνου από το μεθάνιο, οι ενθαλπίες διάστασης δεσμού είναι οι εξής:D(CH3-H):110 kcal/mol (460 kJ/mol), D(CH2-H):101 kcal/mol (423 kJ/mol) και D(CH-H):81 kcal/mol (339 kJ/mol) Η ενθαλπία δεσμού υπολογίζεται ως 99 kcal/mol ή 414 kJ/mol με αυτόν τον τρόπο (το κανονικό των ενθαλπίων διάστασης δεσμού ). Καμία από τις επιμέρους ενθαλπίες διάστασης δεσμού δεν πλησιάζει την ενέργεια δεσμού των 99 kcal/mol, που είναι το μέγιστο δυνατό.

Οι χημικοί δεσμοί με τις πιο αδύναμες και τις ισχυρότερες δυνάμεις

Η έννοια της ενθαλπίας διάστασης δεσμών μπορεί να χρησιμοποιηθεί για τον προσδιορισμό των χημικών δεσμών που είναι οι πιο αδύναμοι και οι ισχυρότεροι. Όπως συζητήθηκε προηγουμένως, ο δεσμός μεταξύ πυριτίου και φθορίου βρέθηκε ότι είναι ο ισχυρότερος χημικός δεσμός που έχει ανακαλυφθεί ποτέ.

Σε ένα μόριο τετραφθοριούχου πυριτίου, εκτιμάται ότι η ενέργεια διάστασης δεσμού που απαιτείται για τη διάσπαση του πρώτου δεσμού πυριτίου-φθορίου είναι 166 kcal/mol ή 166 kcal/mol. Λόγω της μεγάλης διαφοράς στις ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ των ατόμων πυριτίου και φθορίου, καθώς και του γεγονότος ότι το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο σε ολόκληρο τον περιοδικό πίνακα, αυτό μπορεί να εξηγηθεί.

Προχωρώντας στις ουδέτερες ενώσεις, ανακαλύφθηκε ότι ο δεσμός άνθρακα-οξυγόνου στο μονοξείδιο του άνθρακα έχει την υψηλότερη ισχύ από κάθε γνωστό δεσμό, με ενέργεια διάστασης δεσμού 257 kcal/mol. Θα πρέπει να σημειωθεί ότι ο δεσμός άνθρακα-άνθρακα στο αιθίνιο διαθέτει σχετικά υψηλή ενέργεια διάστασης δεσμού, η οποία εκτιμάται ότι είναι περίπου 160 kcal/mol.

Κατά συνέπεια, η έννοια της ενθαλπίας διάστασης δεσμού έχει βρεθεί ότι είναι εξαιρετικά χρήσιμη στον τομέα της θερμοχημείας, όπως αναφέρθηκε προηγουμένως.

ΣΥΜΠΕΡΑΣΜΑ

Είναι δυνατό να οριστεί η ενθαλπία διάστασης δεσμού ως η τυπική αλλαγή στην ενθαλπία που συμβαίνει όταν ένας δεσμός διασπάται μέσω ομολυτικής σχάσης. Οι ρίζες που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της ομόλυσης του δεσμού είναι οι πιο κοινές. Η ενθαλπία διάστασης δεσμού ενός χημικού δεσμού μεταξύ δύο ειδών μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την εκτίμηση της ισχύος του χημικού δεσμού μεταξύ των δύο ειδών. Συχνά ορίζεται ως η μεταβολή της ενθαλπίας της ομολυτικής σχάσης ενός χημικού δεσμού στο απόλυτο μηδέν. Είναι η ποσότητα ενέργειας που πρέπει να παρέχεται για να σπάσει ένας χημικός δεσμός που υπάρχει μεταξύ δύο διαφορετικών ειδών οργανισμών. Κατά συνέπεια, η έννοια Η ενθαλπία διάστασης δεσμού έχει βρεθεί ότι είναι εξαιρετικά χρήσιμη στον τομέα της θερμοχημείας.