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Química avanzada (AP Chemistry)
Entalpías de enlace
La entalpía de un enlace es el cambio de entalpía que se produce cuando 1 mol de un enlace particular se rompe en la fase gaseosa. Como se necesita energía para romper un enlace químico, las entalpías de enlace siempre se expresan como valores positivos. En cualquier reacción química, el cambio en entalpía estimado es la suma de las entalpías de enlace de los enlaces que se rompen menos la suma de las entalpías de enlace de los enlaces que se forman. Creado por Jay.
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Transcripción del video
La entalpía de enlace es el cambio
de entalpía o delta H para romper un enlace en particular en un
mol de una sustancia gaseosa. Si pensamos en la molécula de cloro diatómico,
Cl2, aquí tenemos una pequeña imagen de Cl2, cada una de las esferas verdes es un átomo de
cloro y están unidos por un solo enlace covalente. Se necesita energía para romper este
enlace de gas de cloro diatómico, y convertir este gas de cloro diatómico
Cl2 en 2 átomos de cloro individuales. Así que pasamos de Cl2 en estado gaseoso a 2Cl. La entalpía de enlace se puede simbolizar
con las letras EE. Entonces, la entalpía de enlace del enlace simple cloro-cloro es
igual a 242 kilojoules por mol positivos. Y lo que esto significa es que si
tenemos un mol de enlaces cloro-cloro, se necesitan 242 kilojoules positivos
de energía para romper esos enlaces. Las entalpías de enlace siempre son positivas porque se necesita energía
para romper los enlaces. Otro nombre para la entalpía de enlace
es energía de disociación del enlace y, en español, suele simbolizarse con la letra D. Las entalpías de enlace se encuentran a menudo en
los apéndices de los libros de texto de química. Por ejemplo, acabamos de ver que
para el enlace simple cloro-cloro, la entalpía de enlace es
de 242 kilojoules por mol. Mientras que romper un enlace
simple carbono-carbono toma 348 kilojoules de energía por mol de
enlaces simples carbono-carbono, un doble enlace carbono-carbono tiene una
entalpía de enlace de 614 kilojoules por mol. Dado que el doble enlace carbono-carbono es más
fuerte que un enlace sencillo carbono-carbono, se necesita más energía
para romper el doble enlace. Y es por eso que el doble enlace carbono-carbono
tiene una entalpía de enlace superior. De modo que cuanto mayor sea el valor de la
entalpía de enlace, el enlace será más fuerte. Observemos que estas son entalpías de enlace
promedio, así que la entalpía de enlace promedio para un enlace sencillo carbono-carbono
es de alrededor de 348 kilojoules por mol. Es posible encontrar valores
ligeramente diferentes, de acuerdo al libro de texto que consultemos,
pero todos los valores son bastante cercanos. La razón por la que estas son entalpías de
enlace promedio es porque si miramos dos moléculas diferentes, aquí tenemos etano
a la izquierda y propano a la derecha, si rompemos un enlace sencillo
carbono-carbono en el etano, la entalpía de enlace es ligeramente
diferente de romper un enlace sencillo carbono-carbono en el propano. Y es por eso
que usamos entalpías de enlace promedio. Ya hemos visto que se necesita
energía para romper enlaces. Entonces, para romper el enlace simple
cloro-cloro en gas de cloro diatómico se requieren 242 kilojoules positivos por mol. Si se necesita energía para romper enlaces, eso significa que la energía se
libera cuando se forman los enlaces. De modo que cuando dos átomos individuales
de cloro gaseoso se unen para formar un enlace cloro-cloro, vamos a resaltarlo aquí, este
enlace se está formando y se desprende energía. La magnitud de la energía sigue siendo de 242
kilojoules por mol, sin embargo, ahora tenemos este signo negativo aquí para indicar que la
energía se desprende cuando se forman los enlaces. Las entalpías de enlace se pueden utilizar
para estimar entalpías de reacción. Así que para encontrar el cambio en
la entalpía para una reacción química, tomamos la suma de las entalpías de los
enlaces rotos y le restamos la suma de las entalpías de enlace de los enlaces formados. El signo menos está ahí porque la energía
se desprende cuando se forman los enlaces. Una buena forma de recordar esta ecuación
es recordar que la B está antes que la F en el alfabeto. Así que la B está antes que la F, por lo tanto, tenemos enlaces
rotos menos enlaces formados. Usemos entalpías de enlace
para estimar la entalpía de reacción para la reacción que tenemos aquí: Metano con cloro gaseoso para formar
clorometano y gas cloruro de hidrógeno. A menudo es útil dibujar estructuras
de puntos para este tipo de problemas. Si observamos la estructura de puntos
del metano, necesitaríamos romper un enlace sencillo carbono-hidrógeno
para llegar a nuestros productos. También necesitaríamos romper
un enlace simple cloro-cloro. A continuación, un cloro pasa
al CH3 para formar CH3Cl. Por lo tanto, estamos formando
un enlace simple carbono-cloro, y el otro Cl se va con el hidrógeno. Entonces también necesitamos formar
un enlace simple hidrógeno-cloro. El siguiente paso es sumar
las entalpías de enlace de los enlaces rotos. Así que pensemos
en esto. Para nuestros reactantes, estamos rompiendo enlaces. Así que tenemos un
mol de metano reaccionando con un mol de cloro. Y como estamos rompiendo un enlace sencillo
carbono-hidrógeno por cada molécula de metano, dado que tenemos un mol de moléculas de metano, estamos rompiendo un mol de
enlaces simples carbono-hidrógeno. Por lo tanto, podemos escribir aquí,
un mol de enlaces carbono-hidrógeno, y la entalpía de enlace para un enlace sencillo
carbono-hidrógeno es 413 kilojoules por mol. De modo que hay un enlace simple
cloro-cloro por cada molécula de Cl2, y tenemos un mol de moléculas de cloro, estamos
rompiendo un mol de enlaces simples cloro-cloro. Entonces a esto le vamos a sumar un
mol de enlaces simples cloro-cloro. Y la entalpía de enlace para un enlace simple
cloro-cloro es igual a 242 kilojoules por mol. Los moles se cancelan y obtenemos que la suma de las entalpías de los enlaces
rotos es igual a 655 kilojoules. A continuación, necesitamos sumar las
entalpías de enlace de los enlaces formados. Estamos formando un mol de clorometano
y un mol de gas cloruro de hidrógeno. Y como estamos formando un enlace sencillo
carbono-cloro para cada molécula de clorometano, ya que estamos formando un mol de clorometano, estamos re-formando un mol de
enlaces simples carbono-cloro. Así que anotemoslo aquí, estamos formando
un mol de los enlaces carbono-cloro y la entalpía del enlace para un enlace sencillo
carbono-cloro es igual a 328 kilojoules por mol. Y dado que formamos un enlace simple
hidrógeno-cloro para cada molécula de cloruro de hidrógeno, ya que estamos
haciendo un mol de cloruro de hidrógeno, estamos formando un mol de
enlaces simples hidrógeno-cloro. Entonces a esto le sumamos un mol de
enlaces simples hidrógeno-cloro y la entalpía del enlace para un enlace simple
hidrógeno-cloro es 431 kilojoules por mol. Los moles se cancelan y obtenemos que
la suma de las entalpías de enlace de los enlaces formados es igual a 759 kilojoules. A continuación, estamos listos para encontrar el
cambio de entalpía para nuestra reacción química. La suma de la entalpía de los enlaces rotos, encontramos que era igual a 655 kilojoules
y a eso le restamos la suma de las entalpías de enlace de los enlaces formados,
que encontramos fue 759 kilojoules. Entonces 655 menos 759 es
igual a menos 104 kilojoules. A veces vemos kilojoules o kilojoules
por mol o kilojoules por mol de reacción. Kilojoules por mol de reacción es la manera
en que se escribe la ecuación balanceada. Y veamos cómo podemos observar las
unidades para obtener kilojoules por mol de reacción cuando hacemos los cálculos. Si volvemos y rompemos el enlace de
hidrógeno de carbono que tenemos aquí, hemos visto que hay un mol de enlaces
carbono-hidrógeno que tenemos que romper para saber cómo se escribe la ecuación.
Por tanto, podemos escribir un factor de conversión de un mol de enlaces carbono-hidrógeno
por un mol de reacción como está escrito. Y luego multiplicamos eso por la entalpía
de enlace que es igual a 413 kilojoules por mol para un enlace carbono-hidrógeno,
los moles de enlaces carbono-hidrógeno se cancelan y nos da kilojoules por mol
de reacción como nuestras unidades. Es más lento escribirlo de esta manera
pero podríamos hacer eso para todas nuestras diferentes entalpías de enlace
con el fin de obtener kilojoules por mol de reacción para las unidades
de nuestra respuesta final. Cuando todo está en condiciones estándar,
necesitamos agregar un superíndice cero. Este sería el cambio estándar de
entalpía para una reacción química. Entonces, para el valor que acabamos de calcular, menos 140 kilojoules por mol de reacción,
esto es bajo condiciones estándar. Este es en realidad el cambio estándar
de entalpía para esta reacción química. Recuerda que las entalpías de enlace son solo
promedios así que este valor que calculamos es solo una estimación para el cambio estándar
de entalpía para esta reacción química. Una forma más precisa de encontrar
este cambio estándar de entalpía para una reacción química es utilizar
entalpías de formación estándar. Y cuando usamos entalpías de formación
estándar para encontrar el cambio estándar de entalpía para esta reacción
química en particular, obtenemos menos 99.8 kilojoules por mol de reacción.
Menos 104 está bastante cerca de menos 99.8.