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Energía de enlace

En química , la energía de enlace ( BE ) es una medida de la fuerza de un enlace químico . A veces se la denomina enlace medio , entalpía de enlace , entalpía de enlace promedio o fuerza de enlace . [1] [2] [3] La IUPAC define la energía de enlace como el valor promedio de la energía de disociación de enlace en fase gaseosa (generalmente a una temperatura de 298,15 K) para todos los enlaces del mismo tipo dentro de la misma especie química. [1]

La energía de disociación de enlace (entalpía) [4] también se conoce como energía de ruptura de enlace, energía de enlace, fuerza de enlace o energía de enlace (abreviatura: BDE , BE o D ). Se define como el cambio de entalpía estándar de la siguiente fisión: R— X → R + X . La BDE , denotada por Dº(R— X ), generalmente se deriva mediante la ecuación termoquímica,

Esta ecuación nos dice que la BDE para un enlace dado es igual a la energía de los componentes individuales que forman el enlace cuando están libres y no enlazados menos la energía de los componentes cuando están enlazados entre sí. Estas energías están dadas por la entalpía de formación Δ H f º de los componentes en cada estado.

La entalpía de formación de una gran cantidad de átomos, radicales libres, iones, cúmulos y compuestos está disponible en los sitios web de NIST , NASA , CODATA e IUPAC . La mayoría de los autores utilizan los valores de BDE a 298,15 K. [5]

Por ejemplo, la energía del enlace carbono - hidrógeno en el metano BE (C–H) es el cambio de entalpía (∆ H ) de romper una molécula de metano en un átomo de carbono y cuatro radicales de hidrógeno , dividido por cuatro. El valor exacto para un cierto par de elementos enlazados varía un poco dependiendo de la molécula específica, por lo que las energías de enlace tabuladas son generalmente promedios de una serie de especies químicas típicas seleccionadas que contienen ese tipo de enlace. [6]

Energía de enlace versus energía de disociación de enlace

La energía de enlace ( EB ) es el promedio de todas las energías de disociación de enlace de un solo tipo de enlace en una molécula dada. [7] Las energías de disociación de enlace de varios enlaces diferentes del mismo tipo pueden variar incluso dentro de una sola molécula.

Por ejemplo, una molécula de agua está compuesta por dos enlaces O–H unidos como H–O–H. La energía de enlace para H 2 O es la energía promedio requerida para romper cada uno de los dos enlaces O–H en secuencia:

Aunque los dos enlaces son equivalentes en la molécula simétrica original, la energía de disociación de un enlace oxígeno-hidrógeno varía ligeramente dependiendo de si hay o no otro átomo de hidrógeno unido al átomo de oxígeno. Por lo tanto, la energía de enlace de una molécula de agua es 461,5 kJ/mol (110,3 kcal/mol). [8]

Cuando se rompe el enlace, el par de electrones de enlace se dividirá en partes iguales entre los productos. Este proceso se denomina ruptura homolítica del enlace (homólisis) y da como resultado la formación de radicales. [9]

Predicción de la fuerza del enlace por radio

La fuerza de un enlace se puede estimar comparando los radios atómicos de los átomos que forman el enlace con la longitud del enlace mismo. Por ejemplo, el radio atómico del boro se estima en 85 pm , [10] mientras que la longitud del enlace B–B en B2Cl4 es de 175 pm. [11] Dividiendo la longitud de este enlace por la suma del radio de cada átomo de boro se obtiene una relación de

.

Esta relación es ligeramente superior a 1, lo que indica que el enlace en sí es ligeramente más largo que la superposición mínima esperada entre las nubes de electrones de valencia de los dos átomos de boro . Por lo tanto, podemos concluir que este enlace es un enlace simple bastante débil.

En otro ejemplo, el radio atómico del renio es de 135 pm, [10] con una longitud de enlace Re–Re de 224 pm en el compuesto [Re 2 Cl 8 ] -2 . Siguiendo los mismos pasos que antes se obtiene una relación de

.

Esta relación es notablemente inferior a 1, lo que indica que hay una gran cantidad de superposición entre las nubes de electrones de valencia de los dos átomos de renio. A partir de estos datos, podemos concluir que se trata de un enlace muy fuerte. Experimentalmente, se descubrió que el enlace Re-Re en [Re 2 Cl 8 ] -2 era un enlace cuádruple . [12] Este método de determinación es más útil para compuestos con enlaces covalentes. [13]

Factores que afectan la energía del enlace iónico

En los compuestos iónicos , la electronegatividad de los dos átomos que se unen tiene un efecto importante en su energía de enlace. [14] El alcance de este efecto se describe por la energía reticular del compuesto , donde una energía reticular más negativa corresponde a una fuerza de atracción más fuerte entre los iones. Generalmente, mayores diferencias en electronegatividad corresponden a enlaces iónicos más fuertes. Por ejemplo, el compuesto cloruro de sodio (NaCl) tiene una energía reticular de -786 kJ/mol con una diferencia de electronegatividad de 2,23 entre el sodio y el cloro. Mientras tanto, el compuesto yoduro de sodio (NaI) tiene una energía reticular menor de -704 kJ/mol con una diferencia de electronegatividad igualmente menor de 1,73 entre el sodio y el yodo. [15] [16]

Véase también

Referencias

  1. ^ ab Treptow, Richard S. (1995). "Energías de enlace y entalpías: una diferencia que a menudo se pasa por alto". Journal of Chemical Education . 72 (6): 497. doi :10.1021/ed072p497.
  2. ^ Christian, Jerry D. (1 de marzo de 1973). "Fuerza de los enlaces químicos". Revista de educación química . 50 (3): 176. doi :10.1021/ed050p176. hdl : 2060/19980004003 . ISSN  0021-9584.
  3. ^ March, Jerry (1985), Química orgánica avanzada: reacciones, mecanismos y estructura, 3.ª edición, Nueva York: Wiley, ISBN 9780471854722, OCLC  642506595
  4. ^ Haynes, William (2016–2017). Manual de química y física del CRC, 97.ª edición (Manual de química y física del CRC) 97.ª edición (97.ª ed.). CRC Press; 97.ª edición. ISBN 978-1498754286.
  5. ^ Luo, Yu-Ran y Jin-Pei Cheng "Energías de disociación de enlaces". En Lide, David R. (ed) 2017, CRC Handbook of Chemistry and Physics , 97.ª edición (2016-2017). Boca Raton: Taylor & Francis Group. 9-73.
  6. ^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "Energía de enlace (energía de enlace media)". doi :10.1351/goldbook.B00701
  7. ^ Madhusha (2017), Diferencia entre energía de enlace y energía de disociación de enlace, Pediaa, Diferencia entre energía de enlace y energía de disociación de enlace
  8. ^ Lehninger, Albert L.; Nelson, David L.; Cox, Michael M. (2005). Principios de bioquímica de Lehninger (4.ª ed.). Nueva York: WH Freeman. ISBN 978-0-7167-4339-2.
  9. ^ "Glosario ilustrado de química orgánica: escisión homolítica (homólisis)" www.chem.ucla.edu . Consultado el 27 de noviembre de 2019 .
  10. ^ ab Slater, JC (15 de noviembre de 1964). "Radios atómicos en cristales". Revista de física química . 41 (10): 3199–3204. doi :10.1063/1.1725697. ISSN  0021-9606.
  11. ^ Atoji, Masao; Wheatley, Peter J.; Lipscomb, William N. (1 de julio de 1957). "Estructura cristalina y molecular del tetracloruro de diboro, B2Cl4". Revista de Física Química . 27 (1): 196–199. doi :10.1063/1.1743668. ISSN  0021-9606.
  12. ^ Cotton, FA; Curtis, NF; Harris, CB; Johnson, BFG; Lippard, SJ; Mague, JT; Robinson, WR; Wood, JS (1964-09-18). "Química mononuclear y polinuclear del renio (III): su homofilia pronunciada". Science . 145 (3638): 1305–1307. doi :10.1126/science.145.3638.1305. ISSN  0036-8075.
  13. ^ Alcock, NW (1990). Enlace y estructura: principios estructurales en química inorgánica y orgánica . Nueva York: Ellis Horwood. pp. 40–42. ISBN. 9780134652535.
  14. ^ Manual de química y física (65.ª edición). CRC Press. 27 de junio de 1984. ISBN 0-8493-0465-2.
  15. ^ Atkins y col. (2009). Química inorgánica de Shriver y Atkins (quinta edición). Nueva York: WH Freeman and Company. ISBN 978-1-4292-1820-7.
  16. ^ Huheey, James E.; Keiter, Ellen A.; Keiter, Richard L. (2009). Química inorgánica: principios de estructura y reactividad (4.ª ed.). Cambridge: Harper. ISBN 978-0-06-042995-9.