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:
| 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) | |||||||||||
- 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).
- 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.
- 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.
- 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 .
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%.
| 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.
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)
¿Qué pasa cuando tenemos un compuesto que no es una molécula diatómica? Considere la disociación de metano :
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 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) |
|---|---|
| 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} ]
| Bono | Energía de enlace (kJ / mol) | Longitud de enlace (Å) |
|---|---|---|
| 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 
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.