ENTALPÍAS DE REACCIÓN Y ENERGÍA DE ENLACE

ENTALPÍAS DE REACCIÓN Y ENERGÍA DE ENLACE

Los valores de las energías de enlace se pueden ocupar para estimar el valor de la energía de una reacción química. El siguiente ejemplo así lo demuestra,

H₂(g) + F₂(g) -------> 2HF(g)

Esta reacción requiere que se rompan enlaces H - H y F - F para que se forme el enlace H - F. Para romper enlaces, energía debe ser incorporada al sistema - proceso endotérmico, signo (+). En la formación del enlace H - F, energía se desprende , proceso exotérmico, de modo que la energía de formación de enlace lleva signo (-). Así, el cambio de entalpía DH para la reacción vale DH = Suma Energías para romper enlaces (signo +) MAS Suma Energías para formar enlace (signo -).

Para el caso de la reacción en estudio, produce

DH = 1 mol · 432 kJ/mol + 1 mol · 154 kJ/mol - 2 mol · 565 kJ/mol = -544 kJ/mol

esto es, 544 kJ por mol se desprenden durante la reacción!. El valor obtenido usando calores experimentales de Tablas Termodinámicas, da 542 ^kJ/_mol, lo que señala que nuestra forma de calcular es bastante buena.

ENERGÉTICA DE ENLACES COVALENTES

Si bien ya hemos presentado las formas polares y no polares de estos enlaces, conviene ahora estudiar el balance energético. Para empezar, digamos que 1652 kJ de energía son necesarias para romper todos los enlaces de la molécula metano, CH₄, y mantener aparte los átomos participantes.

CH₄(g) + 1652 kJ ------> C(g) + 4H(g) DH = 1652 kJ

Desde otro punto de vista, también podemos afirmar que 1652 kJ de energía se desprenden en la reacción de formación de Metano CH a partir de un mol de C(gas) y 4 moles de H (atómico, gas).

C(g) + 4H(g) - 1652 kJ -------> CH₄(g) DH = -1652 kJ

Puesto que la molécula Metano representa 4 uniones C-H, entonces podemos tener una energía promedio de estabilización del CH₄ en la forma 1652/4 [kJ/mol] = 413 por cada enlace promedio C-H en Metano

Realmente, los valores de cada C-H son algo diferentes, ya que como resulta obvio, romper el primer C-H es más fácil que romper el segundo, el tercer C-H ya es errático y así sigue, como lo demuestra la siguiente Tabla los resultados experimentales:

PROCESO	ENERGÍA REQUERIDA kJ/mol
CH4(g) --> CH3(g) + H(g)	435
CH3(g) --> CH2(g) + H(g)	453
CH2(g) --> CH(g) + H(g)	425
CH(g) --> C(g) + H(g)	339
TOTAL	1652
PROMEDIO	1652/4 = 413

La siguiente Tabla muestra los valores de las energías de enlace, en ^kJ/_mol (1 kcal = 4.184 kJ), donde se ha determinado lo que corresponde a cada enlace en diversas moléculas y luego se ha tomado el promedio para ^c/_u y vemos que en la práctica, todos son diferentes. Los dobles, triples, son más fuertes en cuanto a la energía necesaria para romperlos.

ENERGÍA DE ENLACE PROMEDIO, kJ/mol
H - H 432 H - F 839 H - Cl 427 H - Br 363 H - I 295 C - H 413 C - C 347 C - N 305 C - O 358 C - F 485 C - Cl 339 C - Br 276 C - I 240 C - S 259 Cl - Br 218	N - H 391 N - N 160 N - F 272 N - Cl 200 N - Br 243 N - 0 201 O - H 467 O - O 146 O - F 190 O - Cl 203 O - I 234 F - F 154 F - Cl 253 F - Br 237 Cl - Cl 239 Br - Br 193	I - I 149 I - Cl 208 I - Br 175 S - H 347 S - F 327 S - Cl 252 S - Br 218 S - S 266 Si - Si 340 Si - H 393 Si - C 360 Si - O 452	C = C 614 C º C 839 O = O 495 C = O 799 C º O 1072 N = O 607 N = N 418 N º N 941 C º N 891 C = N 615

También existe una relación entre la longitud de enlace, el tipo de enlace y la energía de enlace, como se muestra a continuación. Se cumple que en la medida que el número de electrones compartidos aumenta, la longitud del enlace se acorta y la energía de enlace aumenta.

LONGITUDES DE ALGUNOS ENLACES
Enlace	Tipo de Enlace	Longitud (pm)	Energía de Enlace (kJ/mol)
C - C	simple	154	347
C = C	doble	134	614
C º C	triple	120	839
C - O	simple	143	358
C = O	doble	123	799
C - N	simple	143	305
C = N	doble	138	615
C º N	triple	116	891

POLARIDAD DE ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR

En general, una molécula compuesta de átomos distintos, muestra enlaces con un cierto grado de polaridad dependiente de la diferencia de electronegatividades. En el caso de HF, realmente es H^d+-- F^d- y se dice que es dipolar, o bien que posee un momento dipolar. Este se representa generalmente por una flecha cuyos extremos van desde d+ ------> d- . En el caso de moléculas poliatómicas, éstas también muestran un comportamiento dipolar. Por ejemplo, en la molécula de agua sabemos que realmente es como se muestra en la figura, porque el O tiene mayor electronegatividad que H y cuando se pone dentro de un campo eléctrico generado por una pila, la molécula se ubica de la manera que se muestra. Claramente, este resultado está de acuerdo con la suma vectorial de los dipolos a lo largo de cada enlace que forman un ángulo por lo que la suma de los dos vectores produce un dipolo resultante según se señala.

LA UNION COVALENTE

En realidad lo que hemos visto es la manera como una fuerza de enlace ( iónico en este caso del NaCl) se manifiesta cuando dos átomos de naturaleza muy distinta reaccionan para formar una molécula con cargas muy diferentes. Sin embargo, también cabe preguntarse, ¿cómo se manifiesta la fuerza de un enlace entre átomos idénticos, en los que no existe separación de carga? Para responder esta pregunta, fijémonos en la formación de una molécula H2 como lo señala la figura. Así, cuando los átomos se acercan, electrostáticamente van a existir dos términos desfavorables (repulsión entre dos núcleos de carga (+) y entre dos electrones de carga (-) ) y un término favorable grande (atracción de cada electrón por ambos núcleos de H ). Para saber del predominio de estos términos, cuál es más fuerte por ejemplo, recordemos que en la naturaleza existe el principio que cualquier sistema, al formarse deberá alcanzar su menor estado de energía posible. Así un enlace se formará sólo si los dos átomos H separados tienen una mayor energía que los átomos unidos. Experimental y teóricamente para la molécula H2 , esto es así y la distancia de separación del mínimo de la curva es la que se conoce como distancia de enlace.

Obviamente este valor es característico para cada molécula y existirán tantas distancias como posibilidades de formación de moléculas sea posible. Además, en el caso de H₂, en que de acuerdo a lo mostrado en la figura, los electrones "permanecen bastante tiempo " a lo largo de la línea de unión, se dirá que los e- 's son compartidos por los núcleos de la molécula formando así un enlace covalente

También existen enlaces no covalentes o parcialmente covalentes en los casos de moléculas formadas por átomos diferentes ( H-X por ejemplo), dependiendo esta clasificación de la diferencias de electronegatividad entre los átomos constituyentes (por ejemplo, entre H y X) como lo señala el cuadro a continuación.

Definición

¿Qué es un enlace químico? No existen respuestas simples, más bien podemos crear modelos que respondan a las diferentes propiedades físicas que se puedan medir. Entre estas, resaltan los puntos de fusión, durezas, conductividad eléctrica uy conductividad térmica. Además, para determinar la distribución de carga en moléculas, por ejemplo, podemos estudiar su comportamiento en un campo eléctrico.. Por último, podemos obtener información sobre la "estabilidad o fuerza" de un enlace en una molécula, midiendo la energía de enlace, que es la energía necesaria para romper el enlace específico en la molécula. En otros casos, podemos estimar la fuerza de la unión química tratando los átomos participantes como cargas eléctricas y usando la ley de coulomb.

Por ejemplo, analicemos NaCl, compuesto químico de uso común, muy estable, que funde a 800°C. Esta tremenda estabilidad, obviamente, tiene que ver con la atracción de cargas (+) y (-) que forman lo que conocemos como enlace iónico. La energía de interacción irónica la podemos calcular de manera simple usando la ley de Coulomb en la forma

E = 2.31·10-19	Q1 · Q2	J · nm
	---------
	r

en que Q1 y Q2 son las cargas iónicas (+1 , +2 , -1, etc.) y r es la distancia de separación en nm. En el caso de NaCl se estima que existen evidencias para considerar esta sal como cercana a Na⁺ y Cl^-separados a 2.76 Å (0.276 nm) por lo que la energía iónica vale

E = 2.31·10-19	(+)·(-)	= -8.37·10-19	J	= -504	kJ
	---------		-------		-------
	0.276		átomo		mol

donde el signo - final indica que la fuerza es atractiva. Así, el par-iónico posee una energía más baja que la de los iones separados.