Saltar al contenido
La fisica y quimica

8.8: Fuerza de los enlaces covalentes

                 

 

Objetivos de aprendizaje

 

         

  • La energía de disociación de enlace definida (energía de enlace)
  •      

  • Para correlacionar la fuerza de unión con la longitud de la unión
  •      

  • Para definir y utilizar energías de enlace promedio
  •  

 

 

Al proponer su teoría de que los octetos se pueden completar con dos átomos que comparten pares de electrones, Lewis proporcionó a los científicos la primera descripción del enlace covalente. En esta sección, ampliaremos esto y describiremos algunas de las propiedades de los enlaces covalentes. La estabilidad de una molécula es una función de la fuerza de los enlaces covalentes que mantienen unidos a los átomos.

 

La relación entre el orden de los bonos y la energía de los bonos

 

Los enlaces triples entre átomos similares son más cortos que los enlaces dobles, y debido a que se requiere más energía para romper completamente los tres enlaces que para romper completamente dos, un enlace triple también es más fuerte que un enlace doble. Del mismo modo, los enlaces dobles entre átomos similares son más fuertes y más cortos que los enlaces simples. Sin embargo, los enlaces del mismo orden entre átomos diferentes muestran una amplia gama de energías de enlace. La tabla ( PageIndex {1} ) enumera los valores promedio de algunos enlaces que se encuentran comúnmente. Aunque los valores mostrados varían ampliamente, podemos observar cuatro tendencias:

 

     

     

         

             

             

         

     

     

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

             

             

             

             

         

         

             

         

     

 

Tabla ( PageIndex {1} ): Energías de enlace promedio (kJ / mol) para bonos comúnmente encontrados a 273 K
Bonos simples Bonos múltiples
H – H 432 C – C 346 N – N ≈167 O – O ≈142 F – F 155 C = C 602
H – C 411 C – Si 318 N – O 201 O – F 190 F – Cl 249 C≡C 835
H – Si 318 C – N 305 N – F 283 O – Cl 218 F – Br 249 C = N 615
H – N 386 C – O 358 N – Cl 313 O – Br 201 F – I 278 C≡N 887
H – P ≈322 C – S 272 N – Br 243 O – I 201 Cl – Cl 240 C = O 749
H – O 459 C – F 485 P – P 201 S – S 226 Cl-Br 216 C≡O 1072
H – S 363 C – Cl 327 S – F 284 Cl – I 208 N = N 418
H – F 565 C – Br 285 S – Cl 255 Br – Br 190 N≡N 942
H – Cl 428 C – I 213 S – Br 218 Br – I 175 N = O 607
H – Br 362 Si – Si 222 I – I 149 O = O 494
H – I 295 Si – O 452 S = O 532
Fuente: Datos de J. E. Huheey, E. A. Keiter y R. L. Keiter, Química inorgánica , 4ª ed. (1993)

 

         

  1. Los enlaces entre hidrógeno y átomos en la misma columna de la tabla periódica disminuyen en fuerza a medida que avanzamos por la columna. Por lo tanto, un enlace H – F es más fuerte que un enlace H – I, H – C es más fuerte que H – Si, H – N es más fuerte que H – P, H – O es más fuerte que H – S, y así sucesivamente. La razón de esto es que la región del espacio en la que los electrones se comparten entre dos átomos se vuelve proporcionalmente más pequeña a medida que uno de los átomos se hace más grande (parte (a) en la Figura 8.11).
  2.      

  3. Los enlaces entre átomos similares generalmente se vuelven más débiles a medida que avanzamos por una columna (se observan excepciones importantes más adelante). Por ejemplo, el enlace simple C – C es más fuerte que el enlace simple Si – Si, que es más fuerte que el enlace Ge – Ge, y así sucesivamente. A medida que dos átomos unidos se hacen más grandes, la región entre ellos ocupada por electrones de enlace se vuelve proporcionalmente más pequeña, como se ilustra en la parte (b) en la Figura 8.11. Excepciones notables son los enlaces simples entre el período 2 átomos de los grupos 15, 16 y 17 (es decir, N, O, F), que son inusualmente débiles en comparación con los enlaces simples entre sus congéneres más grandes. Es probable que los enlaces simples N – N, O – O y F – F sean más débiles de lo esperado debido a las fuertes interacciones repulsivas entre pares de electrones solitarios en átomos adyacentes. Por lo tanto, la tendencia en las energías de enlace para los halógenos es [Cl – Cl> Br – Br> F – F> I – I ] También se observan efectos similares para el O– O versus S – S y para N – N versus P – P enlaces simples.
  4.  

 

 

Los enlaces entre hidrógeno y átomos en una columna dada en la tabla periódica son más débiles en la columna; los enlaces entre átomos similares generalmente se debilitan en una columna.

 

 

         

  1. Debido a que los elementos en los períodos 3 y 4 rara vez forman enlaces múltiples consigo mismos, sus energías de enlace múltiple no se conocen con precisión. No obstante, se supone que son significativamente más débiles que los enlaces múltiples entre átomos más ligeros de las mismas familias. Los compuestos que contienen un enlace doble Si = Si, por ejemplo, se han preparado recientemente, mientras que los compuestos que contienen enlaces dobles C = C son una de las clases de compuestos orgánicos mejor estudiadas y más importantes.
  2.  

 

 

imageedit_45_2835089724.jpg
Figura ( PageIndex {1} ): La fuerza de los enlaces covalentes depende de la superposición entre los orbitales de valencia de los átomos unidos. Los tamaños relativos de la región del espacio en la que los electrones se comparten entre (a) un átomo de hidrógeno y átomos más ligeros (más pequeños) versus más pesados ​​(más grandes) en el mismo grupo periódico; y (b) dos átomos más ligeros versus dos más pesados ​​en el mismo grupo. Aunque la cantidad absoluta de espacio compartido aumenta en ambos casos al pasar de un átomo ligero a uno pesado, la cantidad de espacio en relación con el tamaño del átomo unido disminuye; es decir, el porcentaje del volumen orbital total disminuye al aumentar el tamaño. Por lo tanto, la fuerza del enlace disminuye.

 

 

         

  1. Los enlaces múltiples entre carbono, oxígeno o nitrógeno y un elemento del período 3 como el fósforo o el azufre tienden a ser inusualmente fuertes. De hecho, los enlaces múltiples de este tipo dominan la química de los elementos del período 3 de los grupos 15 y 16 . Los enlaces múltiples a fósforo o azufre se producen como resultado de las interacciones orbitales d , como discutimos para el ion SO 4 2− en la Sección 8.6. En contraste, el silicio en el grupo 14 tiene poca tendencia a formar dobles enlaces discretos de silicio-oxígeno. En consecuencia, SiO 2 tiene una estructura de red tridimensional en la que cada átomo de silicio forma cuatro enlaces simples Si-O, lo que hace que las propiedades físicas y químicas del SiO 2 sean muy diferentes de las de CO 2 .
  2.  

 

 

Las fuerzas de enlace aumentan a medida que aumenta el orden de enlace , mientras que las distancias de enlace disminuyen .

 

 

La relación entre la estructura molecular y la energía de enlace

 

La energía de enlace se define como la energía requerida para romper un enlace particular en una molécula en la fase gaseosa. Su valor depende no solo de la identidad de los átomos unidos sino también de su entorno. Por lo tanto, la energía de enlace de un enlace sencillo C – H es no igual en todos los compuestos orgánicos. Por ejemplo, la energía requerida para romper un enlace C – H en metano varía hasta en un 25% dependiendo de cuántos otros enlaces en la molécula ya se han roto (Tabla ( PageIndex {2} )); es decir, la energía de enlace C – H depende de su entorno molecular. Excepto para las moléculas diatómicas, las energías de enlace enumeradas en la Tabla ( PageIndex {1} ) son valores promedio para todos los enlaces de un tipo dado en un rango de moléculas. Aun así, no es probable que difieran del valor real de un bono dado en más de aproximadamente un 10%.

 

     

     

         

             

             

         

     

     

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

     

 

Tabla ( PageIndex {2} ): Energías para la disociación de los enlaces sucesivos C-H en metano. Fuente: Datos de CRC Handbook of Chemistry and Physics (2004).
Reacción D (kJ / mol)
CH 4 (g) → CH 3 (g) + H (g) 439
CH 3 (g) → CH 2 (g) + H (g) 462
CH 2 (g) → CH (g) + H (g) 424
CH (g) → C (g) + H (g) 338

 

Podemos estimar el cambio de entalpía para una reacción química sumando las energías promedio de los enlaces rotos en los reactivos y las energías promedio de los enlaces formados en los productos y luego calculando la diferencia entre los dos. Si los enlaces formados en los productos son más fuertes que los que se rompen en los reactivos, entonces se liberará energía en la reacción (Δ H rxn <0):

 

[ΔH_ {rxn} approx sum { text {(energías de enlace de enlaces rotos)}} – sum { text {(energías de enlace de enlaces formados)}} label { ( PageIndex { 1} )} ]

 

El signo ≈ se usa porque estamos sumando promedio energías de enlace; por lo tanto, este enfoque no proporciona valores exactos para Δ H rxn .

 

Consideremos la reacción de 1 mol de n -heptano (C 7 H 16 ) con gas oxígeno para dar dióxido de carbono y agua. Esta es una reacción que ocurre durante la combustión de gasolina:

 

[ ce {CH3 (CH2) 5CH3 (l) + 11 O2 (g) rightarrow 7 CO2 (g) + 8 H2O (g)} label { ( PageIndex {2} )} ]

 

En esta reacción, 6 enlaces C – C, 16 enlaces C – H y 11 enlaces O = O se rompen por mol de n -heptano, mientras que 14 enlaces C = O (dos para cada uno Se forman CO 2 ) y 16 enlaces O – H (dos por cada H 2 O). Los cambios de energía se pueden tabular de la siguiente manera:

 

     

         

             

             

         

     

     

         

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

         

     

 

Enlaces rotos (kJ / mol) Bonos formados (kJ / mol)
6 C – C 346 × 6 = 2076 14 C = O 799 × 14 = 11,186
16 C – H 411 × 16 = 6576 16 O – H 459 × 16 = 7344
11 O = O 494 × 11 = 5434 Total = 18,530
Total = 14,086

 

Los enlaces en los productos son más fuertes que los enlaces en los reactivos en aproximadamente 4444 kJ / mol. Esto significa que (ΔH_ {rxn} ) es aproximadamente −4444 kJ / mol, y la reacción es altamente exotérmica (lo cual no es demasiado sorprendente para una reacción de combustión).

 

Si comparamos esta aproximación con el valor obtenido de los valores medidos (ΔH_f ^ o ) ( (ΔH_ {rxn} = −481 ; 7 kJ / mol )), encontramos una discrepancia de solo alrededor de 8 %, menos del 10% que se encuentra típicamente. Los químicos consideran que este método es útil para calcular entalpías de reacción aproximadas para moléculas cuyos valores reales (ΔH ^ ο_f ) son desconocidos. Estas aproximaciones pueden ser importantes para predecir si una reacción es exotérmica o endotérmica , y en qué grado.

 

 

Ejemplo ( PageIndex {1} ): Explosivos

 

El compuesto RDX (Research Development Explosive) es un explosivo más poderoso que la dinamita y es utilizado por los militares. Cuando se detona, produce productos gaseosos y calor de acuerdo con la siguiente reacción. Use las energías de enlace aproximadas en la Tabla ( PageIndex {1} ) para estimar el (ΔH_ {rxn} ) por mol de RDX.

 

imageedit_41_9484045531.png

 

 

 

Dado: reacción química, estructura del reactivo y Tabla ( PageIndex {1} ).

 

Preguntado por: (ΔH_ {rxn} ) por mol

 

Estrategia:

 

         

  1. Enumere los tipos de enlaces rotos en RDX, junto con la energía de enlace requerida para romper cada tipo. Multiplique el número de cada tipo por la energía requerida para romper un enlace de ese tipo y luego sume las energías. Repita este procedimiento para los enlaces formados en la reacción.
  2.      

  3. Use la ecuación ( PageIndex {1} ) para calcular la cantidad de energía consumida o liberada en la reacción (Δ H rxn ).
  4.  

 

Solución:

 

Debemos sumar las energías de los enlaces en los reactivos y comparar esa cantidad con la suma de las energías de los enlaces en los productos. Se puede ver que un grupo nitro (–NO 2 ) tiene un enlace sencillo N – O y un enlace doble N = O, como sigue:

 

imageedit_36_8122011065.png

 

De hecho, sin embargo, ambas distancias N – O son generalmente las mismas debido a la presencia de dos estructuras de resonancia equivalentes.

 

A Podemos organizar nuestros datos construyendo una tabla:

 

     

         

             

             

         

     

     

         

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

         

     

 

Bonos rotos (kJ / mol) Bonos rotos (kJ / mol)
6 C – H 411 × 6 = 2466 6 C = O 799 × 6 = 4794
3 N – N 167 × 3 = 501 6 O – H 459 × 6 = 2754
3 N – O 201 × 3 = 603 Total = 10,374
3 N = O 607 × 3 = 1821
1,5 O = O 494 × 1,5 = 741
Total = 7962

 

 

B De la ecuación ( PageIndex {1} ), tenemos

 

[ begin {align *} ΔH_ {rxn} & approx sum { text {(energías de enlace de enlaces rotos)}} – sum { text {(energías de enlace de enlaces formados)}} [4pt] & = 7962 ; kJ / mol – 10.374 ; kJ / mol \ [4pt] & = – 2412 ; kJ / mol end {align *} ]

 

Por lo tanto, esta reacción también es altamente exotérmica

 

 

 

Ejercicio ( PageIndex {1} ): Freón

 

La molécula HCFC-142b es un hidroclorofluorocarburo que se usa en lugar de clorofluorocarbonos (CFC) como los freones y puede prepararse agregando HCl a 1,1-difluoroetileno:

 

 

imageedit_31_2777381278.png

 

Utilice las energías de enlace tabuladas para calcular (ΔH_ {rxn} ).

 

     

Respuesta

     

     

−54 kJ / mol

     

imageedit_26_7206965003.png

     

 

 

 

Energía de disociación de enlace

 

La energía de disociación de enlace (también denominada energía de enlace) es el cambio de entalpía ( ( Delta H ), entrada de calor) requerido para romper un enlace (en 1 mol de una sustancia gaseosa)

 

alt

 

¿Qué pasa cuando tenemos un compuesto que no es una molécula diatómica? Considere la disociación de metano :

 

alt

 

Hay cuatro enlaces C-H equivalentes, por lo tanto, podemos decir que la energía de disociación para un solo enlace C-H sería:

 

[ begin {align *} D (CH) & = (1660/4) , kJ / mol \ [4pt] & = 415 , kJ / mol end {align *} ] [19459012 ]

 

 

La energía de enlace para un enlace dado está influenciada por el resto de la molécula. Sin embargo, este es un efecto relativamente pequeño (lo que sugiere que los electrones de enlace están localizados entre los átomos de enlace). Por lo tanto, la energía de enlace para la mayoría de los enlaces varía poco de la energía de enlace promedio para ese tipo de enlace

 

 

La energía de enlace es siempre un valor positivo : se necesita energía para romper un enlace covalente (por el contrario, la energía se libera durante la formación del enlace)

 

     

         

             

             

         

     

     

     

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

     

 

Bono (kJ / mol)
Tabla ( PageIndex {4} ): Energías de enlace promedio:
C-F 485
C-Cl 328
C-Br 276
C-I 240
C-C 348
C-N 293
C-O 358
C-F 485
C-C 348
C = C 614
C = C 839

 

Cuanto más estable es una molécula (es decir, cuanto más fuertes son los enlaces), es menos probable que la molécula sufra una reacción química

 

Energías de enlace y la entalpía de reacciones

 

Si sabemos qué enlaces se rompen y qué enlaces se forman durante una reacción química, podemos estimar el cambio de entalpía de la reacción ( ( Delta H_ {rxn} )) incluso si no conocemos las entalpías de formación (( ( Delta H_ {f} ^ o )) para los reactivos y productos:

 

[ Delta H = sum text {energías de enlace de enlaces rotos} – sum text {energías de enlace de enlaces formados} label {8.8.3} ]

 

 

Ejemplo ( PageIndex {2} ): cloración de metano

 

¿Cuál es la entalpía de reacción entre 1 mol de cloro y 1 mol de metano?

 

imageedit_22_2112321145.gif

 

SOLUCIÓN

 

Utilizamos la ecuación ref {8.8.3}, que requiere la tabulación de enlaces rotos y formados.

 

         

  • Enlaces rotos : 1 mol de enlaces Cl-Cl, 1 mol de enlaces C-H
  •      

  • Se formaron enlaces : 1 mol de enlaces H-Cl, 1 mol de enlaces C-Cl
  •  

 

[ begin {align *} Delta H & = [D (Cl-Cl) + D (CH)] – [D (H-Cl) + D (C-Cl)] \ [4pt] & = [242 kJ + 413 kJ] – [431 kJ + 328 kJ] \ [4pt] & = -104 , kJ end {align *} ]

 

Por lo tanto, la reacción es exotérmica (porque los enlaces en los productos son más fuertes que los enlaces en los reactivos)

 

 

 

Ejemplo ( PageIndex {3} ): Combustión de etano

 

¿Cuál es la entalpía de reacción para la combustión de 1 mol de etano?

 

imageedit_18_5206966727.gif

 

SOLUCIÓN

 

Utilizamos la ecuación ref {8.8.3}, que requiere la tabulación de enlaces rotos y formados.

 

         

  • enlaces rotos : 6 moles de enlaces C-H, 1 mol de enlaces C-C, 7 / 2 moles de enlaces O = O
  •      

  • enlaces formados : 4 moles de enlaces C = O, 6 moles de enlaces O-H
  •  

 

[ begin {align *} Delta {H} & = [(6 times 413) + (348) + ( frac {7} {2} times 495)] – [(4 times 799) + (6 veces 463)] \ [4pt] & = 4558 – 5974 \ [4pt] & = -1416 ; kJ end {align *} ]

 

Por lo tanto, la reacción es exotérmica.

 

 

     

         

             

             

             

         

     

     

     

         

             

             

             

         

         

             

             

             

         

         

             

             

             

         

     

 

Bono Energía de enlace (kJ / mol) Longitud de enlace (Å)
Tabla ( PageIndex {5} ): Fuerza y ​​longitud de la unión
C-C 348 1,54
C = C 614 1,34
C = C 839 1.

 

A medida que aumenta el número de enlaces entre dos átomos, el enlace se vuelve más corto y más fuerte

 

Resumen Edit section

 

Orden de enlace es el número de pares de electrones que mantienen unidos dos átomos. Los enlaces simples tienen un orden de enlace de uno, y los enlaces múltiples con órdenes de enlace de dos (un enlace doble) y tres (un enlace triple) son bastante comunes. En compuestos estrechamente relacionados con enlaces entre los mismos tipos de átomos, el enlace con el orden de enlace más alto es tanto el más corto como el más fuerte. En los enlaces con el mismo orden de enlace entre diferentes átomos, se observan tendencias que, con pocas excepciones, dan como resultado que se formen los enlaces simples más fuertes entre los átomos más pequeños. Los valores tabulados de las energías de enlace promedio se pueden usar para calcular el cambio de entalpía de muchas reacciones químicas. Si los enlaces en los productos son más fuertes que los de los reactivos, la reacción es exotérmica y viceversa.

 

La ruptura y la formación de lazos es similar a una relación: puede casarse o divorciarse y es más favorable casarse.

 

         

  • La energía siempre se libera para hacer enlaces, por lo que el cambio de entalpía para romper enlaces es siempre positivo .
  •      

  • Siempre se requiere energía para romper los enlaces. Los átomos son mucho más felices cuando están “casados” y liberan energía porque es más fácil y más estable estar en una relación (por ejemplo, generar configuraciones electrónicas octetos ). El cambio de entalpía es siempre negativo porque el sistema está liberando energía cuando se forma el enlace.
  •