Bindingsenergie
Ontledingsenergie
Als atomen chemisch aan elkaar worden gekoppeld, is er altijd sprake van vrijkomende energie. Het systeem verliest dan energie. De waarde van ΔH krijgt een negatief teken.
Dezelfde hoeveelheid energie is nodig om zo'n binding weer te verbreken, om die atomen weer van elkaar te verwijderen. Dan krijgt ΔH een positief teken.
We hebben tabel VI met bindingsenergieën. Zo'n tabel mag je dus op twee manieren lezen:
Let bijvoorbeeld eens op de bindingsenergie van een stikstofmolecuul, N2. De bindingsenergie van het stikstofmolecuul is zeer hoog. De reden moet je zoeken in de energierijke drievoudige binding tussen te twee stikstof-atomen.
Elke stap van een reactie komt met energieveranderingen, want elke stap verandert iets aan de deeltjes en/of de bindingen.
Vuistregel:
Bindingen verbreken, deeltjes uit elkaar halen, kost energie, is endotherm.
Bindingen maken, deeltjes samenvoegen, levert energie op, is exotherm.
of
Verwijderen kost energie en samengaan levert energie op.
[Wil je dus energie besparen, blijf dan vooral bij elkaar!]
De fundamentele stappen in een scheikundige reactie zijn: verbreken van bindingen en weer nieuwe bindingen vormen.
Om goed te begrijpen wat er bij een chemisch proces gebeurt, moet je proberen je voor te stellen wat de deeltjes doen.
Bijvoorbeeld:
Als je twee gassen, ammoniak en waterstofchloride, mengt, dan vormt zich een witte rook van de vaste stof ammoniumchloride (een zout).
Diverse reactiestappen vormen de totaalreactie:
NH3(g) + HCl(g)
NH4Cl(s)
Een voordeel hier is dat de reagentia al gasvormig zijn, dus, het is hier niet nodig die gasdeeltjes eerst uit elkaar te halen. (Meestal, bij vaste stoffen en vloeistoffen dus, is dat wel zo en dat alleen al kost alweer energie).
Van elk HCl-molecuul moet eerst een H—Cl binding worden verbroken, een endotherm proces, kost energie.
Direct daarop kunnen de nieuwe bindingen N—H (resultaat: NH4+) gemaakt worden en dat levert dan weer energie op, is een exotherm proces.
De tabel met bindingsenergieën laat zien in tabel VI:
1 mol H—Cl bindingen verbreken kost 432 kJ
1 mol N—H bindingen maken levert op 391 kJ
Als je dus alleen met deze gegevens rekening houdt, mag je de conclusie trekken: de totaalreactie is endotherm (het kost meer dan het oplevert).
Maar we zijn nog niet klaar:
Er vormen zich ionen (1 mol ionen NH4+ en 1 mol ionen Cl-).
En die ionen trekken elkaar aan, ze gaan bij elkaar zitten in een ionrooster, en dat samengaan levert ook flink wat energie op:
Het vormen van 1 mol ionrooster NH4Cl(s) levert 400 kJ op.
Het totale proces wordt dan toch nog flink exotherm met een reactie-energie van 391 + 400 - 432 kJ = 359 kJ per mol gevormd ammoniumchloride.
Als de elementen Natrium en Chloor met elkaar reageren, verloopt er een chemische reactie die keukenzout produceert.
Het product, aanvankelijk in gasvorm (damp) wordt vloeibaar bij afkoeling.
H2(g) + ½O2(g) H2O(l) ∆H < 0
Waterstofgas en zuurstofgas bestaan beide uit losse tweeatomige moleculen. Die moeten eerst splitsen in losse atomen H en O voordat de echte reactie kan plaatsvinden.
Elk O-atoom bindt zich aan twee H-atomen om een (los) molecuul water te vormen.
De watermoleculen blijven bij afkoeling niet los van elkaar, maar zullen samengaan en vloeibaar water vormen.
De chemische binding heeft altijd te maken met de valentie-elektronen.
Die willen graag zich verbinden omdat ze teveel energie hebben en via herschikking van elektronen kans zien om stabieler te worden.
De vorming van bindingen is dan ook meestal exotherm (zie ook module 7)
Hieronder vind je een tabel met bindingsenergieën.
Bij elke genoemde binding wordt de bindingsenergie gegeven in kJ/mol.
Als dat een hoog getal is, dan levert de vorming van deze binding uit de elementen blijkbaar veel energie op.
voorbeeld:
Als je twee mol H-atomen aan elkaar koppelt en daarbij 1 mol H-H bindingen vormt, dan levert dat 436 kJ op aan energie.
Dezelfde hoeveelheid energie is nodig om zo'n binding weer te verbreken, om die atomen weer van elkaar te verwijderen. Dan krijgt ΔH een positief teken.
We hebben tabel VI met bindingsenergieën. Zo'n tabel mag je dus op twee manieren lezen:
- als bindingen gemaakt worden, atomen samenkomen, dan gebruik je het bedrag met een min-teken
- als bindingen verbroken worden, atomen gaan uit elkaar, dan gebruik je hetzelfde bedrag met een plus-teken.
Let bijvoorbeeld eens op de bindingsenergie van een stikstofmolecuul, N2. De bindingsenergie van het stikstofmolecuul is zeer hoog. De reden moet je zoeken in de energierijke drievoudige binding tussen te twee stikstof-atomen.
Elke stap van een reactie komt met energieveranderingen, want elke stap verandert iets aan de deeltjes en/of de bindingen.
Vuistregel:
Bindingen verbreken, deeltjes uit elkaar halen, kost energie, is endotherm.
Bindingen maken, deeltjes samenvoegen, levert energie op, is exotherm.
of
Verwijderen kost energie en samengaan levert energie op.
[Wil je dus energie besparen, blijf dan vooral bij elkaar!]
De fundamentele stappen in een scheikundige reactie zijn: verbreken van bindingen en weer nieuwe bindingen vormen.
Om goed te begrijpen wat er bij een chemisch proces gebeurt, moet je proberen je voor te stellen wat de deeltjes doen.
Bijvoorbeeld:
Als je twee gassen, ammoniak en waterstofchloride, mengt, dan vormt zich een witte rook van de vaste stof ammoniumchloride (een zout).
Diverse reactiestappen vormen de totaalreactie:
NH3(g) + HCl(g)
NH4Cl(s)
Een voordeel hier is dat de reagentia al gasvormig zijn, dus, het is hier niet nodig die gasdeeltjes eerst uit elkaar te halen. (Meestal, bij vaste stoffen en vloeistoffen dus, is dat wel zo en dat alleen al kost alweer energie).
Van elk HCl-molecuul moet eerst een H—Cl binding worden verbroken, een endotherm proces, kost energie.
Direct daarop kunnen de nieuwe bindingen N—H (resultaat: NH4+) gemaakt worden en dat levert dan weer energie op, is een exotherm proces.
De tabel met bindingsenergieën laat zien in tabel VI:
1 mol H—Cl bindingen verbreken kost 432 kJ
1 mol N—H bindingen maken levert op 391 kJ
Als je dus alleen met deze gegevens rekening houdt, mag je de conclusie trekken: de totaalreactie is endotherm (het kost meer dan het oplevert).
Maar we zijn nog niet klaar:
Er vormen zich ionen (1 mol ionen NH4+ en 1 mol ionen Cl-).
En die ionen trekken elkaar aan, ze gaan bij elkaar zitten in een ionrooster, en dat samengaan levert ook flink wat energie op:
Het vormen van 1 mol ionrooster NH4Cl(s) levert 400 kJ op.
Het totale proces wordt dan toch nog flink exotherm met een reactie-energie van 391 + 400 - 432 kJ = 359 kJ per mol gevormd ammoniumchloride.
Als de elementen Natrium en Chloor met elkaar reageren, verloopt er een chemische reactie die keukenzout produceert.
- De atomen van Natrium bevinden zich in een metaalrooster; die moeten los van elkaar.
- Daarna vormen zich Natrium-ionen door elektronenverlies.
- De diatomische moleculen van Chloor moeten eerst uit elkaar en
- daarna pikt elk atoom een elektron om een ion te vormen.
- Tenslotte gaan alle nieuwe ionen in een ionrooster zitten.
Het product, aanvankelijk in gasvorm (damp) wordt vloeibaar bij afkoeling.
H2(g) + ½O2(g)
H2O(l) ∆H < 0
Waterstofgas en zuurstofgas bestaan beide uit losse tweeatomige moleculen. Die moeten eerst splitsen in losse atomen H en O voordat de echte reactie kan plaatsvinden.
Elk O-atoom bindt zich aan twee H-atomen om een (los) molecuul water te vormen.
De watermoleculen blijven bij afkoeling niet los van elkaar, maar zullen samengaan en vloeibaar water vormen.
De chemische binding heeft altijd te maken met de valentie-elektronen.
Die willen graag zich verbinden omdat ze teveel energie hebben en via herschikking van elektronen kans zien om stabieler te worden.
De vorming van bindingen is dan ook meestal exotherm (zie ook module 7)
Hieronder vind je een tabel met bindingsenergieën.
Bij elke genoemde binding wordt de bindingsenergie gegeven in kJ/mol.
Als dat een hoog getal is, dan levert de vorming van deze binding uit de elementen blijkbaar veel energie op.
voorbeeld:
Als je twee mol H-atomen aan elkaar koppelt en daarbij 1 mol H-H bindingen vormt, dan levert dat 436 kJ op aan energie.
Bindingsenergieën
x 100 kJ/molH-H |
- 4,36 | H-F |
- 5,63 | N≡N |
- 9,45 | C-F |
- 4,4 |
F-F |
- 1,53 | H-Cl |
- 4,32 | C≡C |
- 8,3 | C-Cl |
- 3,3 |
Cl-Cl |
- 2,43 | H-Br |
- 3,66 | C≡N |
- 8,9 | C-Br |
- 2,8 |
Br-Br |
- 1,93 | H-I |
- 2,99 | C=O |
- 8,0 | C-I |
- 2,4 |
I-I |
- 1,51 | H-O |
- 4,646 | C=S |
- 2,6 | C-O |
- 3,5 |
H-O |
- 4,5 | N-H |
- 3,9 | C=C |
- 6,1 | H-S |
- 3,44 |
C-C |
- 3,5 | C-H |
- 4,1 | O=O |
- 4,98 | P-H |
- 3,22 |