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Química avanzada (AP Chemistry)
Ejemplo resuelto: Usar entalpías de enlace para calcular la entalpía de reacción
Las entalpías de enlace se pueden usar para estimar el cambio de entalpía de una reacción química. En este video usaremos las entalpías de enlace promedio para calcular el cambio de entalpía de la combustión de la fase gaseosa del etanol. Creado por Jay.
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Transcripción del video
Las entalpías de enlace pueden utilizarse para estimar el cambio estándar en la
entalpía de una reacción química. Así que vamos a utilizarlas para estimar
la entalpía de la combustión del etanol. Si observamos nuestra ecuación balanceada tenemos
un mol de etanol que reacciona con 3 moles de gas oxígeno para producir 2 moles de dióxido de
carbono y 3 moles de agua en estado gaseoso. Para encontrar el cambio estándar en
la entalpía de esta reacción química necesitamos la suma de las entalpías de enlace
de los enlaces rotos y a esto restarle la suma de las entalpías de enlace de los enlaces
que se forman en esta reacción química. Para encontrar qué enlaces se
rompen y qué enlaces se forman, es útil observar las estructuras
de puntos de nuestras moléculas. Así que empecemos con la molécula del etanol. Primero vamos a abordar este
problema como si estuviéramos rompiendo todos los enlaces en estas moléculas. Y para ahorrar espacio en la pantalla, no nos
vamos a preocupar de las unidades hasta el final. Si observamos la molécula de
etanol, necesitaremos romper un enlace carbono-carbono.
Así que vamos a escribirlo. Estamos sumando las entalpías de enlace
que se rompen. Entonces tenemos un enlace carbono-carbono, vamos a escribirlo, la entalpía
de enlace para un enlace carbono-carbono. Después tenemos 5 enlaces carbono-hidrógeno
que necesitamos romper. Así que a esto, vamos a sumarle 5 veces la entalpía de
enlace para un enlace carbono-hidrógeno. Después necesitamos romper un enlace simple
de carbono-oxígeno. Así que vamos a escribir 1 vez la entalpía de enlace para el
enlace simple del carbono-oxígeno. Y por último, para esta molécula de etanol, también tenemos un enlace
simple de oxígeno-hidrógeno. Así que escribiremos 1 vez la entalpía de
enlace para un enlace simple oxígeno-hidrógeno. Y vimos en la ecuación balanceada que 1 mol de
etanol reacciona con 3 moles de gas oxígeno. Entonces para representar 3 moles de gas
oxígeno, dibujé aquí tres moléculas de O2. Y podemos ver que cada molécula de O2
tiene un enlace doble oxígeno-oxígeno. Por lo tanto, necesitamos romper
tres enlaces dobles oxígeno-oxígeno, así que agregaremos 3 veces la entalpía de
enlace para un enlace doble oxígeno-oxígeno. Ahora, todo esto nos da la suma
de las entalpías de enlace para todos los enlaces que se rompen. Se
necesita energía para romper un enlace. Por lo tanto, la suma de las
entalpías de enlace para los enlaces que se rompen será un valor positivo. Así como se necesita energía para
romper los enlaces, de manera contraria, se desprende energía cuando se forman los enlaces. A continuación, vamos a sumar las entalpías de
enlace de los enlaces que se forman. Y observa, tenemos este signo negativo justo
aquí ya que la energía se desprende. Así que escribiremos este signo negativo,
y después colocaremos los corchetes, debido a que sumaremos las entalpías
de enlace de los enlaces que se forman. En nuestra ecuación balanceada podemos
ver que formamos 2 moles de dióxido de carbono. Así que para representar estos
2 moles dibujé dos moléculas de CO2. Y podemos ver que en cada molécula de CO2, vamos
a formar dos dobles enlaces carbono-oxígeno. Así que en total tenemos 4 enlaces
dobles carbono-oxígeno. Así que por acá abajo escribiremos 4 veces la entalpía de
enlace para un doble enlace carbono-oxígeno. También formamos tres moléculas
de H2O. En cada molécula de agua, que dibujé por acá, formamos dos
enlaces simples oxígeno-hidrógeno. Y como tenemos 3 moles, tenemos en total
6 enlaces simples oxígeno-hidrógeno. Así que a esto le sumaremos 6 veces la entalpía
de enlace para un enlace simple oxígeno hidrógeno. Bien, el siguiente paso será
observar las entalpías de enlace para todos estos enlaces diferentes. Por ejemplo, la entalpía de enlace para
un enlace simple de carbono-carbono es aproximadamente de 348 kilojoules por mol. Aunque podrías encontrar un
valor ligeramente distinto dependiendo del libro de texto que consultes. No obstante, utilizaremos 348 kilojoules
por mol para nuestros cálculos. Y vamos a multiplicar esto por 1 mol
de enlaces simples de carbono-carbono. Después buscamos la entalpía de enlace para
nuestro enlace simple de carbono-hidrógeno, la cual es aproximadamente 413 kilojoules por mol de enlaces carbono-hidrógeno. Y a
esta cantidad la multiplicamos por 5. Y así, continuamos con la suma de todas las
demás entalpías de enlace para los enlaces rotos. Al hacerlo obtendremos + 4,719 kilojoules. A continuación, haremos lo mismo con la entalpía
de enlace para los enlaces que se forman. Por ejemplo, la entalpía de enlace para
nuestro enlace doble carbono-oxígeno es de 799 kilojoules por mol,
y lo multiplicamos por 4. Después tenemos que la entalpía
de enlace para un enlace simple oxígeno-hidrógeno es 463 kilojoules
por mol, y lo multiplicamos por 6. Al sumar estas cantidades obtendremos 5,974. Y, por lo tanto, el cambio estándar final
en la entalpía de enlace para nuestra reacción química es +4,719–5,974,
lo que nos da –1,255 kilojoules. Y observa que tenemos un valor
negativo para el cambio en la entalpía, lo que significa que la combustión
del etanol es una reacción exotérmica, y que 1,255 kilojoules de energía se desprenden
de la combustión de un mol de etanol. Además, observa que la suma de las entalpías
de enlace para los enlaces que se forman, que es 5,974, es mayor que la
suma de las entalpías de enlace para los enlaces que se rompen, que es 4,719. Y como estamos restando un
número mayor a uno menor, obtenemos como resultado un número
negativo para el cambio en la entalpía. Si la suma de las entalpías de enlace para
los enlaces que se rompen es mayor que la suma de las entalpías de enlace para los
enlaces que se forman, obtendremos un valor positivo para el cambio en la entalpía, lo
cuál se cumple en una reacción endotérmica. Nosotros hicimos este problema
suponiendo que todos los enlaces que dibujamos en nuestras estructuras
de puntos se rompen y que todos los enlaces que dibujamos en nuestras
estructuras de puntos se forman. Sin embargo, si observamos
de cerca las estructuras de puntos o simplemente miramos de
cerca lo que escribimos aquí, puedes ver que tenemos la ruptura de un
enlace simple de oxígeno-hidrógeno por aquí, y mostramos la formación de seis enlaces
simples de oxígeno-hidrógeno por acá. Así que, simplemente pudimos cancelar uno de
estos enlaces simples oxígeno-hidrógeno. Es decir, podemos cancelar este de aquí y en lugar
de tener 6 enlaces por acá pudimos escribir 5 veces la entalpía de enlace para
un enlace simple oxígeno-hidrógeno. Y aún así llegaríamos a la misma
respuesta de –1,255 kilojoules. Por lo tanto, si en tu estructura de puntos
observas un enlace que es el mismo en el lado del producto y del reactante, no es
obligatorio mostrar que ese enlace se rompe y se forma. Puedes hacer el problema
un poco más corto, si así lo deseas. Por último, pensemos en cómo obtener
nuestras unidades. Para obtener kilojoules en nuestra respuesta
final, si regresamos por acá, escribimos 1 vez 348. El 1 representa el mol de
enlaces simples de carbono-carbono que rompemos. Y por supuesto, el 348 representa la entalpía de
enlace para un enlace simple carbono-carbono.
Es decir, son 348 kilojoules por un
mol de enlaces simples carbono carbono. Cuando multiplicamos estas expresiones, los
moles de enlaces simples carbono-carbono se cancelan y nos quedaremos solo con 348 kilojoules. Es por esta razón que obtenemos kilojoules
como unidades en nuestra respuesta final. También podrías encontrarte kilojoules
por mol de reacción como unidades finales. Kilojoules por mol de reacción hace
referencia a cómo se escribe la reacción. Entonces para la combustión de un mol de etanol,
1,255 kilojoules de energía son liberados. Y para obtener kilojoules por mol
de reacción en nuestras unidades, la ecuación balanceada tiene un 1
como coeficiente antes del etanol. Por lo tanto, estás rompiendo un mol de
enlaces simples carbono-carbono por cada mol de reacción. Entonces podemos
usar este factor de conversión. Y esta vez, cuando multiplicamos, los
moles de enlaces simples carbono-carbono se cancelan y esto nos da 348
kilojoules por mol de reacción.