Energías de formación y de enlace

Energías de formación y de enlace
Energía estándar de formación de un compuesto
Energía estándar de formación de un compuesto ( H of ) es la variación de entalpía que tiene lugar cuando
se forma un mol de dicho compuesto en su estado estándar, a partir de sus correspondientes elementos
también en estado estándar.
Como el estado estándar de cada elemento se considera su forma física más estable en condiciones
estándar, se deduce que: las entalpías estándar de formación de los elementos en sus formas más
estables son nulas.
Así H of (O2) = 0 J; H of (H2) = 0 J; H of (Fe) = 0 J; H of (Cu) = 0 J.
En la siguiente tabla se muestran algunas entalpías de formación en KJ/mol
H2O (g)
-241,8
HCl (g)
-92,3
CaO (s)
-635,1
CaCO3 (s)
-1206,9
CH4 (g)
-74,9
C2H6 (g)
-84,7
CO2 (g)
-393,5
C4H10 (g)
-124,7
NH3 (g)
-46,2
Cl2O (g)
+103,3
NO2 (g)
+33,8
Conociendo las entalpías de formación de las sustancias que intervienen en una reacción química, es
posible calcular la entalpía estándar ( H ro ) que tiene lugar en ella (calor de reacción) según la expresión
H ro = H of (productos) - H of (reactivos)
¡Cuidado! Hay que tener en cuenta los coeficientes ya que la H of es por mol.
Ejemplo 1. CaCO3  CaO + CO2
Según la tabla anterior:
H ro = H of (prod.) - H of (react.) = -635,1 + (-393,5) – (-1206,9) = 178,3 KJ (es endotérmica)
Ejemplo 2. C4H10 + 13/2 O2  4CO2 + 5H2O
Según la tabla:
H ro = H of (prod.) - H of (react.)= [4 H of (CO2) + 5 H of (H2O)] – [ H of (C4H10) + 13/2 H of (O2)] =
= 4(-393,5) + 5(-241,8) – (-124,7) – 0 = -2878,3 KJ
Energía de enlace
Se denomina energía de enlace a la energía necesaria para romper un mol de dichos enlaces. La energía
de un enlace determinado depende ligeramente de los demás átomos que estén unidos a cada uno de los
que configuran el enlace en cuestión, así la energía de enlace C-C en el etano es ligeramente diferente que
la energía de enlace C-C en el etanal. Por lo tanto lo que se conoce como energía de enlace es un valor
medio.
Por ejemplo supongamos que una molécula de agua se descompone en sus átomos constituyentes,
rompiéndose de forma consecutiva los dos enlaces O-H:
H2O(g)  H(g) + OH(g)
H = 500,8 KJ/mol
OH(g)  O(g) + H(g)
H = 424,7 KJ/mol (ruptura del segundo enlace H-O)
(ruptura de un enlace H-O)
Para el proceso global, según la ley de Hess:
H2O  2H + O
H = 925,5 KJ/mol
Por lo tanto la energía media de enlace O-H es 462,8 KJ/mol, que en la práctica no corresponde a ningún
proceso real.
En la siguiente tabla se muestran algunas energías medias de enlace en KJ/mol.
H-H
436
C-H
415
N-H
389
O-H
460
Cl-H
431
C-C
347
C=C
611
CC
830
Partiendo de las energías de enlace podemos calcular la entalpía de una reacción según la expresión:
H ro = H eo (rotos) - H eo (formados)
¡Cuidado! Hay que tener en cuenta los coeficientes ya que la energía de enlace es por mol.
Veamos el siguiente ejemplo (reacción de formación de etano por hidrogenación de eteno):
CH2 = CH2 + H2  CH3 – CH3

rupturas: C=C y H-H

formaciones: 2 C-H y C-C
Hr = H(rotos) - H(formados) = (611 + 436) – (347 + 2·415) = -130 KJ (exotérmica)