Ενέργεια δεσμού
Ενέργεια δεσμού (bond energy, E) ή ενθαλπία δεσμού (bond enthalpy, Η) ονομάζεται, στη χημεία, το μέτρο της δύναμης που ασκείται σε ένα χημικό δεσμό. Η IUPAC ορίζει την ενέργεια δεσμών ως τη μέση τιμή των ενεργειών διάσπασης ενός δεσμού στην αέρια φάση, συνήθως στη θερμοκρασία των 298 K (βαθμών Kelvin), για όλους τους δεσμούς ίδιου τύπου, μέσα στο ίδιο χημικό είδος. Για παράδειγμα, η ενέργεια δεσμού των χημικών δεσμών άνθρακα - υδρογόνου (C - H) στο μεθάνιο, υπολογίζεται ως το σύνολο της μεταβολής της ενθαλπίας κατά τη διάρκεια της διάσπασης ενός μορίου μεθανίου σε ένα άτομο άνθρακα και τέσσερεις (4) ελεύθερες ρίζες υδρογόνου (H•) διά 4. Οι ενέργειες δεσμών που χρησιμοποιούνται σε σχετικούς πίνακες είναι γενικά οι μέσες τιμές που προκύπτουν από τις ενέργειες διάσπασης ενός αριθμού τυπικά επιλεγμένων χημικών ενώσεων, οι οποίες περιέχουν τον κάθε τύπο δεσμού.[1] Η ενέργεια δεσμού ή ενθαλπία δεσμού δεν πρέπει να συγχέεται με την ενέργεια διάσπασης δεσμού. Η ενέργεια δεσμού αποτελεί μέσο όρο ενεργειών διάσπασης του δεσμού, και μπορεί να έχει διαφορετική τιμή για ένα δεδομένο δεσμό σε σύγκριση με την αντίστοιχη ενέργεια διάσπασης δεσμού. Αυτό συμβαίνει γιατί η ενέργεια διάσπασης ενός δεσμού διαφέρει για κάθε δεσμό στο συγκεκριμένο μόριο. Για παράδειγμα, το μεθάνιο έχει τέσσερεις δεσμούς C-H. Η ενέργειες διάσπασης των δεσμών αυτών είναι: 435 kJ/mole για τη διάσπαση του δεσμού CH3-H, 444 kJ/mole για τη διάσπαση του δεσμού •CH2-H, 444 kJ/mole για τη διάσπαση του δεσμού :CH-H και 339 kJ/mole για τη διάσπαση του δεσμού •:C-H. Ο μέσος όρος των παραπάνω τιμών, δηλαδή 414 kJ/mole, είναι η ενέργεια δεσμού C-H.
Συσχέτιση ενέργειας δεσμού και μήκους δεσμού[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]
Η ενέργεια δεσμού μπορεί να είναι απευθείας σχετιζόμενη με το μήκος δεσμού και την απόσταση δεσμού. Για το σκοπό αυτό μπορεί να χρησιμοποιηθούν η μεταλλική ακτίνα, η ιονική ακτίνα ή η ομοιοπολική ακτίνα, κάθε ατόμου στο μόριο, για να προσδιοριστεί η ισχύς του δεσμού. Για παράδειγμα, η ομοιοπολική ακτίνα του βορίου εκτιμήθηκε σε 83,0 pm, αλλά το μήκος δεσμού B-B στο μόριο του τετραχλωριούχου διβορίου (B2Cl4) είναι 175 pm, δηλαδή μια σημαντικά μεγαλύτερη (από την αναμενόμενη για απλό δεσμό, 166 pm) τιμή. Αυτό αποτελεί ένδειξη ότι ο χημικός δεσμός B-B στο συγκεκριμένο μόριο είναι ασθενέσθερος από έναν τυπικό απλό δεσμό B-B. Σε ένα άλλο παράδειγμα, η μεταλλική ακτίνα του ρήνιου είναι 137,5 pm, αλλά στην ένωση οκταχλωριούχο διρήνιο (Re2Cl8), το μήκος δεσμού Re-Re είναι 224 pm (δηλαδή μικρότερο του αναμενόμενου για απλό δεσμό, 275 pm). Από το δεδομένο αυτό μπορούμε να συμπεράνουμε ότι στην ένωση αυτή έχουμε έναν πολύ ισχυρό δεσμό, που αντιστοιχεί σε έναν τετραπλό δεσμό. Αυτή η μέθοδος προσδιορισμού είναι πιο χρήσιμη για ομοιοπολικά συνδεμένες ενώσεις.[1]
Ισχύς ετεροπολικών δεσμών[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]
Για την ισχύ των ετεροπολικών δεσμών υπάρχουν πολλοί παράγοντες που την επηρεάζουν, αλλά ο σημαντικότερος από αυτούς είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των ατόμων που συνδέονται μαζί.[2]
Δείτε επίσης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]
Πηγές πληροφόρησης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]
- ^ Frey, Paul Reheard (1965). College Chemistry (3rd έκδοση). Prentice-Hall. σελ. 134.
- ^ Handbook of Chemistry & Physics (65th έκδοση). CRC Press. 1984. ISBN 0-8493-0465-2.
- ^ Alcock, N. W. (1990). Bonding and Structure: Structural Principles in Inorganic and Organic Chemistry. New York: Ellis Horwood. σελίδες 40–42.
- ^ Bond Energy 11 July 2003.
Αναφορές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]
- ↑ 1,0 1,1 GoldenBook IUPAC, B00701, Bond energy (mean bond energy).
- ↑ Frey, Paul Reheard (1965). College Chemistry (3rd έκδοση). Prentice-Hall. σελ. 134.
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||