Energías de Enlace y Longitudes de Enlace

Las moléculas estables existen porque los enlaces covalentes mantienen unidos a los átomos. La fuerza de un enlace covalente es medida por la energía requerida para romperlo, es decir, la energía necesaria para separar los átomos unidos. Separar cualquier par de átomos unidos requiere energía — cuanto más fuerte es un enlace, mayor es la energía requerida para romperlo.

La energía requerida para romper un enlace covalente específico en un mol de moléculas gaseosas se llama energía de enlace o energía de disociación de enlace. La energía de enlace para una molécula diatómica, D_X–Y, se define como el cambio de entalpía estándar para la reacción endotérmica:

Por ejemplo, la energía de enlace del enlace covalente puro H–H, D_H–H, es 436 kJ/mol de enlaces H–H rotos:

Las moléculas con tres o más átomos tienen dos o más enlaces. La suma de todas las energías de enlace en tal molécula es igual al cambio de entalpía estándar para la reacción endotérmica que rompe todos los enlaces en la molécula. Por ejemplo, la suma de las cuatro energías de enlace C–H en CH₄, 1660 kJ, es igual al cambio de entalpía estándar de la reacción:

La energía de enlace C–H promedio, D_C–H, es 1660/4 = 415 kJ/mol porque hay cuatro moles de enlaces C–H rotos por cada mol de la reacción. Aunque los cuatro enlaces C–H son equivalentes en la molécula original, no todos requieren la misma energía para romperse; una vez que se rompe el primer enlace (que requiere 439 kJ/mol), los enlaces restantes son más fáciles de romper. El valor de 415 kJ/mol es el promedio, no el valor exacto requerido para romper un enlace.

La fuerza de un enlace entre dos átomos aumenta a medida que aumenta el número de pares de electrones en el enlace. Generalmente, a medida que aumenta la fuerza de enlace, disminuye la longitud de enlace. Por lo tanto, los enlaces triples son más fuertes y más cortos que los enlaces dobles entre los mismos dos átomos; del mismo modo, los enlaces dobles son más fuertes y más cortos que los enlaces simples entre los mismos dos átomos. Cuando un átomo se une a varios átomos en un grupo, la fuerza de enlace normalmente disminuye a medida que descendemos en el grupo. Por ejemplo, para C–F es 439 kJ/mol, para C–Cl es 330 kJ/mol y para C–Br es 275 kJ/mol. 

Las energías de enlace se pueden utilizar para calcular los cambios de entalpía aproximados para las reacciones, también llamadas entalpías de enlace, donde las entalpías de formación no están disponibles. Los cálculos de este tipo también dirán si una reacción es exotérmica o endotérmica. Una reacción exotérmica (ΔH negativa, el calor es producido) resulta cuando los enlaces en los productos son más fuertes que los enlaces en los reactivos. Una reacción endotérmica (ΔH positiva, el calor es absorbido) resulta cuando los enlaces en los productos son más débiles que los enlaces de los reactivos.

El cambio de entalpía, ΔH, para una reacción química es aproximadamente igual a la suma de la energía requerida para romper todos los enlaces en los reactantes (energía “entrante”, signo positivo) más la energía liberada cuando todos los enlaces se forman en los productos (energía “saliente”, signo negativo). Esto se puede expresar matemáticamente de la siguiente manera:

En esta expresión, el símbolo Ʃ significa “la suma de” y la D representa la energía de enlace en kJ/mol, que siempre es un número positivo. La energía de enlace dependerá de si el enlace particular es un enlace simple, doble o triple. Por lo tanto, al calcular la entalpía de esta manera, es importante que se consideren los enlaces en todos los reactivos y productos. Debido a que los valores de D son típicamente promedios para un tipo de enlace en muchas moléculas diferentes, este cálculo proporciona una estimación aproximada, no un valor exacto, para la entalpía de la reacción.

Considere la siguiente reacción:

o bien

Para formar dos moles de HCl, se debe romper un mol de enlaces H–H y un mol de enlaces Cl–Cl. La energía requerida para romper estos enlaces es la suma de la energía de enlace del enlace H–H (436 kJ/mol) y el enlace Cl–Cl (243 kJ/mol). Durante la reacción, se forman dos moles de enlaces H–Cl (energía de enlace = 432 kJ/mol), liberando 2 × 432 kJ; u 864 kJ. Debido a que los enlaces en los productos son más fuertes que los en los reactivos, la reacción libera más energía de la que consume:

Este exceso de energía se libera como calor, por lo que la reacción es exotérmica.

Este texto es adaptado deOpenstax, Química 2e, Sección 7.5: Fuerza de enlace: Enlaces Covalentes.