Energía de Enlace

 

¿Qué es la energía de enlace?

El enlace químico, aunque resulta muy difícil de conceptualizar, o comprender, se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, no importa su naturaleza, ocasionada gracias a la transferencia total o parcial de electrones que permitirá que ambos obtengan una configuración electrónica estable.

La energía de enlace, es la energía necesaria para romper un mol de enlaces de una sustancia en estado gaseoso.

También se le conoce  con el nombre de entalpía de enlace o fuerza de enlace.  Esta energía nos ayuda a describir la energía almacenada en un enlace entre átomos de una molécula.

Es la energía que necesitamos agregar, para conseguir la escisión o separación del enlace hemolítica o simétrica en estado gaseoso y describe cuánta energía se necesita para romper o formar un enlace.

Asimismo, es también  una medida de la fuerza del enlace. 

Al combinar los valores de entalpía de enlace para todos los enlaces rotos y formados durante una reacción, es posible estimar el cambio total en la energía potencial del sistema, que es ΔHrxn para una reacción a presión constante.

¿Cómo se produce la energía de enlace?

Es muy importante comprender que para que una o varias sustancias se transformen en otras, siempre tiene que producirse una reorganización de átomos, proceso donde se tienen que romper unos enlaces y formarse otros nuevos.

Esta ruptura y formación de enlaces lleva asociada una absorción y un desprendimiento de energíaPara romper un enlace se necesita un aporte de energía, que se denomina energía de enlace.

Y cuando se forma dicho enlace, se desprende esa misma cantidad de energía. Cuando ocurren reacciones químicas, ocurre también un rompimiento de los enlaces existentes en los reactivos, pero nuevos enlaces son formados en los productos.

Como ya se ha conceptualizado, esta energía nos ayuda a  describir la energía almacenada en un enlace entre átomos de una molécula. 

Un evento homolítico, significa que cuando el enlace se ha roto, cada átomo que formaba parte del enlace original recibe un electrón, convirtiéndose en un radical, en vez de formarse un ion.

Los enlaces químicos se forman porque son termodinámicamente favorables.  Para romperlos, es inevitable agregar energía. 

Por esta razón, los valores de entalpía de enlace siempre son positivos y suelen tener unidades de: kJ/mol o kcal/mol. Cuanto mayor sea la entalpía de enlace, éste es más fuerte y más energía se necesita para romperlo.

Para determinar cuánta energía se liberará cuando, en lugar de romperse, se forme un nuevo enlace,  simplemente hacemos negativo el valor de la entalpía de enlace. 

En vista de que los valores de entalpía de enlace son muy útiles, las entalpias de enlace promedio para tipos de enlaces comunes se hallan disponibles en tablas de referencia.

Como el cambio exacto de energía que se produce cuando se forman y rompen enlaces, depende de los átomos vecinos en una molécula específica, los valores promedio listados en las tablas pueden utilizarse a manera de aproximación.

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Los valores para los enlaces listados en las tablas corresponden a un mol de reacción para un solo enlace.

Esto significa que si hay varios enlaces del mismo tipo en cierta reacción, en proceso de ruptura o de formación, en tus cálculos, debes multiplicar la entalpía de enlace por el número de enlaces de ese tipo que hay en la reacción.

Es muy importante
asegurarse de que la ecuación esté balanceada y que los coeficientes se escriban como los enteros más pequeños posibles, de modo que se use el número correcto de enlaces.

¿Cuál es el uso de la energía de enlace?

A partir de las energías medias de enlace pueden calcularse aproximadamente las entalpías de reacción entre sustancias gaseosas.

Debe tomarse en cuenta lo siguiente: para la ruptura de enlaces hay que suministrar energía, mientras que al formarse nuevos enlaces se desprende energía. Entonces, se deduce que:

DH = S(energía de enlaces rotos) – S(energía de enlaces formados)

En el caso de moléculas poliatómicas, la energía de enlace se toma como el valor medio necesario para romper cada uno de los enlaces iguales.

Veamos un ejemplo:
Se sabe que para romper el primer enlace H–O del H2O se precisan 495 kJ/mol, mientras que sólo se necesitan 425 kJ/mol para romper el segundo, por lo que se suele tomar el valor medio (460 kJ/mol) como energía del enlace H–O.

Si sabemos cuál es el valor de las energías de los enlaces formados y destruidos, podemos calcular la entalpía de la reacción:

ΔHrº = ∑(Energía de los enlaces rotos) – ∑(Energía de los enlaces formados

Con la ayuda de una tabla de energías de enlace, podremos calcular las entalpías de reacción para los diferentes procesos químicos.

 Con ayuda de este procedimiento, podemos calcularlo.  Veamos:

  1. En los reactivos, es necesario identificar cuáles enlaces se romperán y sus entalpías de enlace.
  2. Hay que sumar los valores de entalpía de enlace para los enlaces rotos.
  3. Sigue entonces identificar qué nuevos enlaces se forman en los productos. Después, es menester hacer una lista de sus entalpías de enlace negativas.
  4. No olvidar que debe cambiarse el signo de los valores de entalpia para encontrar la energía liberada cuando se forman los enlaces.
  5. Sumar los valores de entalpía de enlace para los enlaces formados del producto.
  6. En los reactivos, es necesario identificar cuáles enlaces se romperán y sus entalpías de enlace.
  7. Hay que sumar los valores de entalpía de enlace para los enlaces rotos.
  8. Sigue entonces identificar qué nuevos enlaces se forman en los productos. Después, es menester hacer una lista de sus entalpías de enlace negativas.
  9. No olvidar que debe cambiarse el signo de los valores de entalpia para encontrar la energía liberada cuando se forman los enlaces.
  10. Sumar los valores de entalpía de enlace para los enlaces formados del producto.
  11. Combinar los valores totales para los enlaces rotos (del Paso 2) y enlaces de formación (del Paso 4) a fin de obtener la entalpía de reacción.

¿En qué unidades se mide?

La entalpía, dentro del Sistema Internacional de Unidades, se mide habitualmente en julios que, en principio, se introdujo como unidad de trabajo.

¿Cómo se transforma la energía de enlace o entalpía de enlace?

  1. Para que las sustancias se transformen en otras, se tiene que producir una reorganización de los átomos y esto ocurre con la ruptura de enlaces y la formación de otros nuevos.
  2. Este proceso lleva implícita una absorción y un desprendimiento de energía.
  3. ¿Cómo ocurre? Para romper un enlace se requiere un aporte de energía, que es precisamente la energía de enlace. Y justamente esta misma cantidad de energía se desprenderá cuando se forma dicho enlace.
  4. Y es que cuando suceden reacciones químicas, también se producirá un rompimiento de los enlaces existentes en los reactivos, pero nuevos enlaces surgirán en los productos.
  5. El aprovisionamiento de energía permite el rompimiento de enlaces de los reactivos: Ese proceso es endotérmico, pero a medida que los enlaces entre los productos se forman, el proceso cambia, volviéndose exotérmico.
  6. Esto sucede porque ocurre liberación de energía.

Veamos un ejemplo:
Lo que ocurre en una reacción química a presión constante. El cambio de entalpía se evidencia gracias al calor que se absorbe o desprende en la reacción.

Otro buen ejemplo lo apreciamos en el cambio de fase de un líquido a gas. Aquí el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, es decir, el de la vaporización.

Y en un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante.

La expresión matemática de la Entalpía es la siguiente:

La entalpía H es igual a U + pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en julios.

H = U + pV

Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía (Δ H).

ΔH = Hf – Hi

Dependiendo del proceso, la entalpía tiene varias denominaciones. Las más importantes son las siguientes:

Entalpia de reacción

Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante.

Entalpía de formación

Es el calor necesario para formar una mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen.

box title=»Veamos un ejemplo:» box_color=»#007F7F» title_color=»#ffffff» radius=»0″]

H2 (g) + ½ O2 (g) = > H2O + 68.3Kcal

Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno, se producen 68.3 Kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua.[/box]

Entalpía de combustión

Es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema una mol de sustancia.

Ejemplo:

CH4 (g) + 2O2 (g) => 2CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH = -212.8 Kcal

Significa que cuando se queman 16 g de metano, se desprenden 212.8 Kcal.

Estas entalpías se determinan normalmente a 25°C y 1 atm.

¿Cómo se almacena la energía de enlace?

La energía de entalpía se almacena justamente en los enlaces de los átomos de una molécula de una sustancia en estado gaseoso. Pero como ya hemos explicado, en la entalpía de enlace ocurre absorción y liberación de energía al formarse nuevos enlaces.

¿Es un tipo de energía eficiente?

Cumple a cabalidad su misión, la cual consiste en aportar la energía necesaria para romper mol de enlace de una sustancia en estado gaseoso.

Por lo tanto, es muy eficiente, ya que permite que ocurran transformaciones en la materia que pueden ser aprovechadas por el ser humano para la generación de diversas energías.

Un poco de historia sobre la energía de enlace

El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850, considerado uno de los padres de la termodinámica.

Pero su artículo más famoso fue Über die bewegende Kraft der Wärme», que traducido al español significa Sobre la fuerza motriz del calor y las Leyes del calor que pueden ser deducidas. Este era en realidad una teoría mecánica del calor, donde demostró que había una contradicción entre el llamado principio de Carnot y la conservación de la energía. Y reiteró las dos leyes de la termodinámica para superar ese choque conceptual.

Otro gran aporte a la ciencia se produjo en 1857, cuando redefinió el modelo cinético de los gases de August Krönig, introduciendo modelos de traslación, rotación y vibración de las moléculas. También introdujo el recorrido libre medio de una partícula, siendo este un valioso aporte al campo de la teoría cinética.

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