9.- entalpÍas de enlace y de disoluciÓn

UNIDAD DIDÁCTICA 4: TERMOQUÍMICA

APARTADO 9 – ENTALPÍAS DE ENLACE Y DE DISOLUCIÓN

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 4:

TERMOQUÍMICA

9.- ENTALPÍAS DE ENLACE Y DE DISOLUCIÓN

ESTUDIA / APRENDE

La definición de Entalpía de Enlace o Energía de Enlace.

La Fórmula que relaciona la Entalpía Normal de Reacción con las Entalpías de Enlace de las

sustancias que intervienen en la reacción.

La aplicación de esta fórmula a la resolución de problemas.

A qué llamamos Entalpía de Disolución.

La resolución de ejercicios en los que interviene la Entalpía de Disolución.

9.1. ENTALPÍA DE ENLACE.

Los intercambios de energía que acompañan a las reacciones químicas, se deben fundamentalmente a la ruptura de unos enlaces químicos para, posteriormente, formar otros. En el caso de sustancias covalentes, se define:

ENTALPÍA MOLAR DE ENLACE es la energía intercambiada en forma de calor a presión constante, al romper o formar un enlace de un mol de moléculas de una sustancia covalente en sus átomos correspondientes, en estado gaseoso.

Las entalpías de enlace entendidas como ruptura o disociación del enlace se tabulan a la presión de 1 atm y temperatura de 298 K y tienen signo positivo, pues son siempre una magnitud endotérmica.

Así, por ejemplo, la entalpía del enlace H – H de la molécula de H2 a 1 atm y 298 K, viene dado por la siguiente ecuación termoquímica:

H2 (g) H (g) + H (g); HºH–H = 436,4 kJ/mol

En el caso de sustancias poliatómicas, como el agua, resulta que:

H2O (g) 2 H (g) + O (g); Hdisociación H2O = 926 kJ/mol

Esto muestra que se necesitan 926 kJpara disociar un mol de vapor de agua en átomos de hidrógeno y oxígeno en estado gaseoso y para ello hay que romper dos enlaces covalentes O–H, luego la entalpía del enlace O–H es:

molkJmolkJH

HOnHdisociació

HO /4632

/926

2

0

0 2

Por el contrario, la entalpía de formación de dicho enlace es –463 kJ/mol.

La entalpía de enlace es una magnitud que informa sobre la estabilidad de un enlace. Cuanto mayor sea la entalpía necesaria para romper un enlace o mayor sea la entalpía liberada en la formación del enlace, más estable es.

Los valores de las entalpías, de un mismo tipo de enlace, varían de unas sustancias a otras diferentes. Así, por ejemplo, los valores de las entalpías de los enlaces C–C y C–H dependen del hidrocarburo del que se trate, por lo que los valores tabulados de las entalpías de enlace son valores promedio.




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9.2 RELACIÓN ENTRE ENTALPÍA DE ENLACE Y ENTALPÍA DE REACCIÓN.

Las entalpías de reacción se pueden determinar a partir de las entalpías de enlace de los reactivos y de los productos utilizando la ley de Hess.

No obstante, las entalpías de reacción, calculadas a partir de las entalpías de enlace, son menos fiables que las obtenidas a partir de las entalpías de formación, debido a que las entalpías de enlace son valores promedio del enlace en cuestión en moléculas de diversas sustancias.

Teniendo en cuenta que para romper un enlace hay que comunicar energía y que cuando se forma un enlace se desprende energía, resulta que:

a) En el caso de que tanto los reactivos como los productos sean covalentes y estén en estado gaseoso, la entalpía de reacción se obtiene mediante el balance de la suma de entalpías de enlace de los reactivos y de los productos con su signo respectivo.

Así, en la reacción H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g); H0reacción

Aplicando la ley de Hess, resulta que:

H – H (g) + CI – CI (g) 2 H – Cl (g); H0reacción

Si observamos la ecuación anterior nos podemos dar cuenta que se rompe un enlace H–H y un enlace Cl–Cl y que a su vez se forman 2 enlaces H–Cl, por lo que:

H0reacción = H0

H–H + H0Cl–Cl – 2H0

H–Cl

De forma general:

H0reacción = H0

ENLACES ROTOS – H0FORMADOS

donde el balance entálpico referido a los enlaces formados se refiere también a las entalpías de enlaces tabuladas, al sacar el signo menos fuera en la expresión.

O también:

H0reacción = H0

ENLACES DE REACTIVOS – H0 ENLACES DE PRODUCTOS

b) En el caso de sustancias iónicas, la magnitud que caracteriza el enlace es la energía reticular, la cual se puede hallar mediante el denominado cielo de Born-Haber, que se basa también en la aplicación de la ley de Hess.

9.3. ENTALPÍA DE DISOLUCIÓN.

Al disolver una sustancia en un disolvente, se producen intercambios de energía. El disolvente necesita aportar energía para romper los enlaces del soluto. Por otra parte, también suele transferirse energía al hidratarse el soluto. Estos dos tipos de intercambio de energía tienen normalmente distinto signo.

Se define la ENTALPÍA DE DISOLUCIÓN como la entalpía intercambiada en el proceso de disolución, de forma que la entalpía de disolución se puede hallar a partir del balance entre las entalpías de formación entre la sustancia disuelta y no disuelta:

Hdisolución = Hf, sustancias disueltas – Hf, sustancias no disueltas

EJERCICIOS RESUELTOS:

Sabiendo las entalpías de los siguientes enlaces:

C – H = 415,3 kJ/mol; Cl – Cl = 243,8 kJ/mol; C – Cl = 327,8 kJ/mol; Cl – H = 432,4 kJ/mol

Determina la variación de entalpía en el proceso:

CH3–CH3 (g) + 2 Cl2 CH2Cl–CH2Cl (g) + 2 HCl (g)

En este proceso hay que romper dos enlaces C–H y dos enlaces Cl–Cl, a la vez que se forman dos enlaces C–Cl y dos enlaces H–Cl.

Para calcular la entalpía aplicamos la relación: H0 = HºENLACES ROTOS – HºFORMADOS

Operando:

H0 = 2mol·(415,3 kJ/mol) + 2mol·(243,8 kJ/mol) – 2mol·(327,8 kJ/mol) – 2mol·(432,4 kJ/mol) = –202,2kJ




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Conociendo las entalpías de los siguientes enlaces:

N–H = 393 kJ/mol; O=O = 497 kJ/mol; N=O = 631 kJ/mol; O–H = 460 kJ/mol

Determina la variación de entalpía en la reacción:

4NH3 (g) + 5 O2 (g) 4NO (g) + 6H2O(g)

En esta reacción se rompen 12 enlaces N–H y 5 enlaces O=O, a la vez que se forman 4 enlaces N=O y 12 enlaces O–H.

Como: H0 = HºENLACES ROTOS – HºFORMADOS

Realizamos las operaciones:

H0 = 12mol·(393 kJ/mol) + 5mol·(497 kJ/mol) – 4mol·(631 kJ/mol) – 12mol·(460 kJ/mol) = –843kJ

Determina la entalpía normal de formación del NaOH (s) a partir de los siguientes datos: en la

reacción de un mol de sodio metálico con agua líquida se deprenden 183,3 kJ; al disolverse un mol

de NaOH en agua se desprenden 42,7 kJ; la entalpía normal de formación del agua líquida es de –

285,8 kJ/mol.

A partir de los datos del ejercicio tenemos las siguientes reacciones termoquímicas:

Na (s) + H2O (l) NaOH (aq) + ½ H2 (g) Hº = –183,3 kJ

NaOH (s) NaOH (aq) Hº = –42,7 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ) Hº = –285,8 kJ

Sumando las ecuaciones primera y tercera y restando la segunda tenemos:

Na (s) + ½ O2 (g) + ½ H2 (g) NaOH (s)

Y aplicando la ley de Hess:

Hºf (NaOH(s)) = –183,3 kJ + (–285,8 kJ ) – (–42,7 kJ ) = –426,1 kJ




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CONTESTA Y REPASA

Sabiendo que la entalpía normal de formación del bromuro de hidrógeno es de – 36,4 kJ/mol y que las entalpías de los enlaces H–H y Br–Br son de 436,4 kJ/mol y 192,5 kJ/mol, respectivamente, determina la entalpía del enlace H–Br.

Conociendo las entalpías de los siguientes enlaces:

N–H = 393 kJ/mol; O=O = 497 kJ/mol; N=O = 631 kJ/mol; O–H = 460 kJ/mol

Determina la variación de entalpía en la reacción:

4NH3 (g) + 5 O2 (g) 4NO (g) + 6H2O (g)

9.- entalpÍas de enlace y de disoluciÓn

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