Info

Vorming van ioniese verbindings eksotermies

Vorming van ioniese verbindings eksotermies


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

Het u al ooit gewonder waarom die vorming van ioniese verbindings eksotermies is? Die vinnige antwoord is dat die gevolglike ioniese verbinding stabieler is as die ione wat dit gevorm het. Die ekstra energie van die ione word vrygestel as hitte wanneer ioniese bindings vorm. As meer hitte vrygestel word as wat nodig is om te kan reageer, is die reaksie eksotermies.

Verstaan ​​die energie van ioniese binding

Ioniese bindings vorm tussen twee atome met 'n groot elektronegatiwiteitsverskil tussen mekaar. Tipies is dit 'n reaksie tussen metale en nie-metale. Die atome is so reaktief omdat hulle nie volledige valens-elektronskille het nie. In hierdie tipe binding word 'n elektron van die een atoom in wese aan die ander atoom geskenk om die valenselektronskulp te vul. Die atoom wat sy elektron in die binding "verloor" word meer stabiel omdat die elektroniese skenking 'n gevulde of halfgevulde valensskulp tot gevolg het. Die aanvanklike onstabiliteit is so groot vir die alkalimetale en alkaliese aardes dat daar min energie nodig is om die buitenste elektron (of 2 vir die alkaliese aarde) te verwyder om katione te vorm. Aan die ander kant aanvaar die halogene die elektrone maklik om anione te vorm. Terwyl die anione meer stabiel is as die atome, is dit selfs beter as die twee soorte elemente bymekaar kan kom om hul energieprobleem op te los. Dit is waar ioniese binding voorkom.

Oorweeg die vorming van natriumchloried (tafelsout) uit natrium en chloor om regtig te verstaan ​​wat aangaan. As u natriummetaal- en chloorgas inneem, vorm sout 'n skouspelagtige eksotermiese reaksie (soos, probeer dit nie tuis nie). Die gebalanseerde ioniese chemiese vergelyking is:

2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)

NaCl bestaan ​​as 'n kristalrooster van natrium- en chloorione, waar die ekstra elektron van 'n natriumatoom die 'gat' invul wat benodig word om 'n chlooratoom se buitenste elektron-dop te voltooi. Elke atoom het 'n volledige octet elektrone. Vanuit energiesoogpunt is dit 'n baie stabiele opset. As u die reaksie noukeurig ondersoek, kan u deurmekaar raak omdat:

Die verlies van 'n elektron aan 'n element is altyd endotermies (omdat energie benodig word om die elektron uit die atoom te verwyder.

Na → Na+ + 1 e- ΔH = 496 kJ / mol

Terwyl die wins van 'n elektron deur 'n nie-metaal gewoonlik eksotermies is (word energie vrygestel wanneer die nie-metaal 'n volle octet verkry).

Cl + 1 e- → Cl- ΔH = -349 kJ / mol

As u dus eenvoudig die wiskunde doen, kan u sien dat NaCl uit natrium gevorm word en chloor eintlik 147 kJ / mol nodig is om die atome in reaktiewe ione te omskep. Tog weet ons uit die waarneming van die reaksie word netto energie vrygestel. Wat is besig om te gebeur?

Die antwoord is dat die ekstra energie wat die reaksie eksotermies maak, die roosterenergie is. Die verskil in die elektriese lading tussen die natrium- en chloorione veroorsaak dat hulle na mekaar toe aangetrek word en na mekaar toe beweeg. Uiteindelik vorm die teenoorgesteld gelaaide ione 'n ioniese binding met mekaar. Die mees stabiele rangskikking van al die ione is 'n kristalrooster. Om die NaCl-rooster (die tralie-energie) te breek, benodig 788 kJ / mol:

NaCl (s) → Na+ + Cl- DHrooster = +788 kJ / mol

As u die rooster vorm, word die teken op die entalpie omgekeer, dus ΔH = -788 kJ per mol. Dus, selfs al neem dit 147 kJ / mol om die ione te vorm, baie meer energie word vrygestel deur vorming van roosters. Die netto entalpieverandering is -641 kJ / mol. Dus is die vorming van die ioniese binding eksotermies. Roosterenergie verduidelik ook hoekom ioniese verbindings buitengewoon hoë smeltpunte het.

Polyatomiese ione vorm bindings op dieselfde manier. Die verskil is dat u die groep atome wat die katioon en anioon vorm, eerder as elke individuele atoom beskou.


Kyk die video: Le Chatelier aangebied deur Me W Laux Deel 1 (Desember 2022).

Video, Sitemap-Video, Sitemap-Videos