Entalpía de Enlace: Tabla, ecuación y cálculos

Entalpía de enlace

¿Qué es la entalpía de enlace? La entalpía de enlace, también conocida como energía de enlace, se define como la energía que se almacena en los enlaces que mantienen unidos a los átomos. La entalpía del enlace puede considerarse como la medida de la fuerza de un enlace químico; cuanto mayor sea la entalpía del enlace, más difícil será romper el enlace. La entalpía asociada con los enlaces rotos y los enlaces formados en reacciones químicas se indica con el símbolo {eq}\Delta H {/eq}. La energía necesaria para romper un enlace químico se mide en kilojulios por mol (kJ/mol). Cabe señalar que el valor de la entalpía de enlace es siempre un valor positivo; Se debe suministrar energía para romper los enlaces químicos. Los valores de energía de enlace difieren entre cada átomo; La energía de enlace de un enlace carbono-carbono no es la misma que la energía de enlace de un enlace carbono-hidrógeno. La energía de enlace de un enlace {eq}CC {/eq} es igual a 347 kJ/mol, mientras que la energía de enlace de un enlace {eq}CH {/eq} es igual a 413 kJ/mol. También hay que tener en cuenta que no todos los enlaces carbono-carbono tienen los mismos valores de entalpía; Los átomos de carbono que están unidos entre sí mediante enlaces dobles o triples también tienen diferentes valores de entalpía.

Tabla de entalpía de enlace

La tabla de entalpía de enlace se presenta a continuación. Se enumeran los valores de entalpía a temperatura ambiente, 25 {eq}^{\circ} {/eq}C, de diferentes enlaces químicos. La entalpía de enlace para cada enlace químico es diferente; la energía de enlace del {eq}CC {/eq} en etano {eq}C_2H_6 {/eq} no es la misma que la energía de enlace del enlace {eq}CH {/eq} en el mismo compuesto. Según la tabla, la energía de enlace de {eq}CC {/eq} es igual a 347 kJ/mol y la energía de enlace de {eq}CH {/eq} es 413 kJ/mol. La energía necesaria para romper el enlace {eq}CC {/eq} es menor que la energía necesaria para romper el enlace {eq}CH {/eq} en el mismo compuesto. Las siguientes afirmaciones siempre son válidas para las entalpías de enlace:

• Si la entalpía del enlace es alta, entonces el enlace químico es fuerte y se necesita más energía para romperlo.
• Si la entalpía del enlace es baja, entonces el enlace químico es débil y se necesita menos energía para romperlo.

Un examen adecuado de la tabla muestra que los enlaces dobles son siempre más fuertes que los enlaces simples, pero más débiles que los enlaces triples. La tendencia de la entalpía del enlace muestra:

{eq}Simple \: Bonos \: < \: Doble \: Bonos \: < \: Triple \: Bonos {/eq}

Es más fácil romper un enlace simple que un enlace triple; del mismo modo que es más fácil romper un trozo de cartón que tres trozos de cartón apilados uno encima del otro. La tabla presenta las entalpías de los enlaces de hidrógeno en la primera columna, las entalpías de los enlaces de carbono simples en la tercera columna, las entalpías de los enlaces de carbono múltiples en la quinta columna y así sucesivamente. Las entalpías correspondientes de cada enlace químico están documentadas a la derecha de cada celda de enlace.

Bonos H simples	Entalpía de enlace (kJ/mol)	Bonos C simples	Entalpía de enlace (kJ/mol)	Múltiples bonos C	Entalpía de enlace (kJ/mol)	Enlaces de nitrógeno	Entalpía de enlace (kJ/mol)
S.S	432	CH	413	C=C	614	norte=norte	418
frecuencia cardíaca	565	CC	347	C=O	745	NN (triple enlace)	941
H-Cl	427	CO	358	C=N	615	No=O	607
H-Br	363	CN	305	CC (triple enlace)	839	NC (triple enlace)	891

Uso de la entalpía de enlace para calcular la entalpía de reacciones

Los valores de entalpía de enlace se pueden utilizar para calcular las entalpías de reacciones químicas. Esto se hace utilizando la ecuación de entalpía de enlace, que es igual a la suma de las energías de enlace rotas menos la suma de las energías de enlace formadas. La fórmula de entalpía de enlace es simplemente las entalpías totales de los reactivos menos las entalpías totales de los productos, como se muestra en la siguiente ecuación:

{eq}\Delta H^{\circ}=\sum \Delta H_{reactantes} -\sum \Delta H_{productos} {/eq}

Los cálculos de entalpía de enlace se pueden realizar utilizando la fórmula de entalpía de enlace. La fórmula se utiliza para determinar el valor de la entalpía de una reacción, que es la cantidad de energía que se libera o se absorbe durante las reacciones químicas.

Cambio de entalpía de reacciones

La entalpía de la reacción, {eq}\Delta H ^{\circ} {/eq}, es la diferencia entre las energías de enlace de los reactivos y los productos. {eq}\Delta H^{\circ} {/eq} tiene las mismas unidades que la entalpía del enlace, que es una unidad de energía por unidad molar. La unidad más común utilizada es kilojulios por mol (kJ/mol). La definición de entalpía proporcionada anteriormente muestra que el valor del cambio de entalpía determina si se absorbe o libera energía durante una reacción química. Como tal, el valor del cambio de entalpía resultante dicta si la reacción es endotérmica o exotérmica.

{eq}\Delta H^{\circ} {/eq}puede ser un valor positivo o negativo, a diferencia de la entalpía del enlace H. Si la entalpía de la reacción es positiva, entonces la reacción es endotérmica y los enlaces se forman en los productos son más débiles que los enlaces de los reactivos. Si la entalpía de la reacción es negativa, entonces la reacción es exotérmica y los enlaces formados en los productos son más fuertes que los enlaces de los reactivos.

• Si {eq}\Delta H ^{\circ} > 0 \rightarrow {/eq} la reacción es endotérmica y se absorbe energía para romper los enlaces de los reactivos.

• Si {eq}\Delta H ^{\circ} < 0 \rightarrow {/eq} la reacción es exotérmica y se libera energía al romper los enlaces de los reactivos.

Por ejemplo, si el valor del cambio de entalpía es igual a -570 kJ/mol, entonces se puede deducir que se está liberando energía y que la reacción es exotérmica. También se puede deducir que los enlaces químicos de los productos son más fuertes que los de los reactivos. Como se mencionó anteriormente, la fórmula de entalpía de reacciones se puede usar para encontrar {eq}\Delta H ^{\circ} {/eq}.

{eq}\Delta H^{\circ}=\sum \Delta H_{reactantes} – \sum \Delta H_{productos} {/eq}

La diferencia entre la suma de las entalpías de enlace de los reactivos y los productos es igual al cambio de entalpía de las reacciones. Las entalpías de enlace se utilizan para calcular {eq}\Delta H^{\circ} {/eq}. Así, la fórmula muestra:

• Si {eq}\Delta H_{reactants} > \Delta H_{products} \rightarrow \Delta H^{\circ} > 0 \rightarrow Endothermic {/eq}
• Si {eq}\Delta H_{reactantes} < \Delta H_{productos} \rightarrow \Delta H^{\circ} < 0 \rightarrow Exotérmico {/eq}

Ejemplo de uso de la entalpía de enlace para calcular el cambio de entalpía

A continuación se muestran dos ejemplos de entalpía en los que se calcula la entalpía de una reacción química. Los valores de entalpía para los reactivos y los productos se proporcionan en las tablas.

Problema de práctica 1

¿Cuál es la entalpía de la siguiente reacción? {eq}H_2 + Br_2 \rightarrow 2 HBr {/eq}. ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? Los valores de entalpía de enlace se proporcionan en la siguiente tabla.

Vínculo	Energía de enlace (kJ/mol)
S.S	432
br-br	193
H-Br	363

{eq}\Delta H^{\circ}=\sum \Delta H_{reactantes} – \sum \Delta H_{productos} {/eq}

{eq}\Delta H^{\circ}= ( \Delta H_{HH} + \Delta H_{Br-Br} ) – \Delta H_{2 \: H-Br} {/eq}

Un {eq}HH {/eq} reacciona con un {eq}Br-Br {/eq} para formar dos moléculas de {eq}H-Br {/eq}.

{eq}\Delta H^{\circ}= (432+ 193) – (2 \times 363) = – 101 kJ/mol {/eq}

Como se muestra arriba, {eq}\Delta H^{\circ} < 0 {/eq}. Por tanto, la reacción es exotérmica y se libera energía cuando se rompen los enlaces de los reactivos.

Problema de práctica 2

¿Cuál es la entalpía de la siguiente reacción? {eq}CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2 H_2O {/eq}. ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? Los valores de entalpía de enlace se proporcionan en la siguiente tabla.

Vínculo	Energía de enlace (kJ/mol)
CH	413
O=O	495
C=O	745
OH	467

{eq}\Delta H^{\circ}=\sum \Delta H_{reactantes} – \sum \Delta H_{productos} {/eq}

{eq}\Delta H^{\circ}= ( \Delta H_{ 4 \: CH} + \Delta H_{2 \: O=O} ) – (\Delta H_{2 \: C=O} + \ Delta H_{4\:OH}) {/eq}

Hay cuatro enlaces {eq}CH {/eq} en metano, dos enlaces {eq}O=O {/eq} en oxígeno, dos enlaces {eq}C=O {/eq} en dióxido de carbono y cuatro enlaces {eq} Enlaces OH {/eq} en dos moléculas de agua.

{eq}\Delta H^{\circ}= (4 \times 413 + 2 \times 495) – (2 \times 745 + 4 \times 467) = -716 kJ/mol {/eq}

Dado que {eq}\Delta H^{\circ} < 0 {/eq}, la reacción vuelve a ser exotérmica y se libera energía a medida que se rompen los enlaces de los reactivos.

Resumen de la lección

La entalpía de enlace {eq}\Delta H {/eq}, también conocida como energía de enlace, es la energía almacenada en los enlaces químicos. Cuanto más fuerte es el enlace químico, más difícil es romperlo y más energía se requiere para romperlo. La tendencia de la fuerza de los enlaces muestra que los enlaces triples son más fuertes que los enlaces dobles, que a su vez son más fuertes que los enlaces simples; {eq}C \equiv C > C=C > CC {/eq}. Los enlaces fuertes tienen energías de enlace más altas que los enlaces débiles. La diferencia entre las energías de enlace totales de los reactivos y las energías de enlace totales de los productos se llama entalpía de una reacción. Tanto la entalpía de una reacción como las entalpías de enlace tienen las mismas unidades, kilojulios por mol (kJ/mol). La entalpía de una reacción indica si la reacción es endotérmica o exotérmica. Su fórmula es:

{eq}\Delta H^{\circ}=\sum \Delta H_{reactantes} – \sum \Delta H_{productos} {/eq}

• Si {eq}\Delta H^{\circ} {/eq} es positivo, la reacción es endotérmica y se absorbe energía para romper los enlaces de los reactivos. En otras palabras, los enlaces de los productos son más débiles que los enlaces de los reactivos.

• Si {eq}\Delta H^{\circ} {/eq} es negativo, la reacción es exotérmica y se libera energía al romper los enlaces de los reactivos. Por tanto, los enlaces de los productos son más fuertes que los enlaces de los reactivos.

La entalpía de una fórmula de reacción se puede utilizar determinando la suma de las entalpías de enlace de los reactivos y productos, y luego encontrando la diferencia entre ellos. En la reacción química {eq}CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2 H_2O {/eq} hay cuatro enlaces {eq}CH {/eq} en metano, dos enlaces {eq}O=O {/eq} en oxígeno, dos enlaces {eq}C=O {/eq} en dióxido de carbono y cuatro enlaces {eq}OH {/eq} en dos moléculas de agua. Por tanto, la entalpía de la reacción quedaría representada por la siguiente fórmula: {eq}\sum \Delta H_{reactants} = \Delta H_{4 CH} + \Delta H_{ 2 OO} {/eq} y {eq} \sum \Delta H_{productos} = \Delta H_{2 C=O} + \Delta H_{4 OH} {/eq}. Un resultado negativo significa que la reacción es exotérmica y un resultado positivo significa que la reacción es endotérmica. La entalpía de la fórmula de reacción se puede utilizar para predecir si se libera o absorbe energía en una reacción química.