La energía de enlace (EE) es la energía total promedio que se desprendería por la formación de un mol de enlaces químicos, a partir de sus fragmentos constituyentes (todos en estado gaseoso).1Alternativamente, podría decirse también que es la energía total promedio que se necesita para romper un mol de enlaces dado (en estado gaseoso).
Los enlaces más fuertes, o sea los más estables, tienen energías de enlace grandes. Los enlaces químicos principales son: enlaces covalentes, metálicos e iónicos. Aunque típicamente se le llama enlace de hidrógeno al puente de hidrógeno, éste no es un enlace real sino una atracción intermolecular de más baja energía que un enlace químico.
Las atracciones intermoleculares (fuerzas de Van der Waals), comprenden las ion-dipolo, las dipolo-dipolo, y las fuerzas de dispersión de London que son atracciones típicamente más débiles que las atracciones en un enlace químico.
El puente de hidrógeno es un caso especial de la fuerza intermolecular dipolo-dipolo, que resulta ser de mayor energía relativa debido a que el hidrógeno tiene tan sólo un electrón que apantalla su núcleo positivo. Esta situación hace que la atracción entre ese hidrógeno, enlazado a un átomo electronegativo, y un átomo con carga parcial negativa sea relativamente grande.
Energía de enlace
Una reacción química consiste en un nuevo reagrupamiento de los átomos de los reactivos para formar los productos. Esto supone la ruptura de ciertos enlaces y la formación de otros nuevos. Si se conociesen las energías de estos enlcaes, se podría calcular fácilmente la entalpía de reacción.
Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper un mol de dichos enlaces.
Así, por ejemplo, la energía del enlace hidrógeno - cloro es la correspondiente a la reacción:de donde resulta que su valor será de 431 kJ/mol.
Cuanto más elevada sea la energía de enlace, más fuerte y más estable será dicho enlace.
A partir de las energías medias de enlace pueden calcularse aproximadamente las entalpías de reacción entre sustancias gaseosoas. En efecto, teniendo en cuenta que para la ruptura de enlaces hay que suministrar enegía, mientras que al formarse nuevos enlaces se desprende energía, se deduce que:
¿Qué es un enlace químico? No existen respuestas simples, más bien podemos crear modelos que respondan a las diferentes propiedades físicas que se puedan medir. Entre estas, resaltan los puntos de fusión, durezas, conductividad eléctrica uy conductividad térmica. Además, para determinar la distribución de carga en moléculas, por ejemplo, podemos estudiar su comportamiento en un campo eléctrico.. Por último, podemos obtener información sobre la "estabilidad o fuerza" de un enlace en una molécula, midiendo la energía de enlace, que es la energía necesaria para romper el enlace específico en la molécula. En otros casos, podemos estimar la fuerza de la unión química tratando los átomos participantes como cargas eléctricas y usando la ley de coulomb.
Por ejemplo, analicemos NaCl, compuesto químico de uso común, muy estable, que funde a 800°C. Esta tremenda estabilidad, obviamente, tiene que ver con la atracción de cargas (+) y (-) que forman lo que conocemos como enlace iónico. La energía de interacción irónica la podemos calcular de manera simple usando la ley de Coulomb en la forma
| E = 2.31·10-19 | Q1 · Q2 | J · nm |
| --------- | ||
| r |
en que Q1 y Q2 son las cargas iónicas (+1 , +2 , -1, etc.) y r es la distancia de separación en nm. En el caso de NaCl se estima que existen evidencias para considerar esta sal como cercana a Na+ y Cl-separados a 2.76 Å (0.276 nm) por lo que la energía iónica vale
| E = 2.31·10-19 | (+)·(-) | = -8.37·10-19 | J | = -504 | kJ |
| --------- | ------- | ------- | |||
| 0.276 | átomo | mol |
donde el signo - final indica que la fuerza es atractiva. Así, el par-iónico posee una energía más baja que la de los iones separados.
LA UNION COVALENTE
En realidad lo que hemos visto es la manera como una fuerza de enlace ( iónico en este caso del NaCl) se manifiesta cuando dos átomos de naturaleza muy distinta reaccionan para formar una molécula con cargas muy diferentes. Sin embargo, también cabe preguntarse, ¿cómo se manifiesta la fuerza de un enlace entre átomos idénticos, en los que no existe separación de carga? Para responder esta pregunta, fijémonos en la formación de una molécula H2 como lo señala la figura. Así, cuando los átomos se acercan, electrostáticamente van a existir dos términos desfavorables (repulsión entre dos núcleos de carga (+) y entre dos electrones de carga (-) ) y un término favorable grande (atracción de cada electrón por ambos núcleos de H ). Para saber del predominio de estos términos, cuál es más fuerte por ejemplo, recordemos que en la naturaleza existe el principio que cualquier sistema, al formarse deberá alcanzar su menor estado de energía posible. Así un enlace se formará sólo si los dos átomos H separados tienen una mayor energía que los átomos unidos. Experimental y teóricamente para la molécula H2 , esto es así y la distancia de separación del mínimo de la curva es la que se conoce como distancia de enlace
Obviamente este valor es característico para cada molécula y existirán tantas distancias como posibilidades de formación de moléculas sea posible. Además, en el caso de H2, en que de acuerdo a lo mostrado en la figura, los electrones "permanecen bastante tiempo " a lo largo de la línea de unión, se dirá que los e- 'sson compartidos por los núcleos de la molécula formando así un enlace covalente
También existen enlaces no covalentes o parcialmente covalentes en los casos de moléculas formadas por átomos diferentes ( H-X por ejemplo), dependiendo esta clasificación de la diferencias de electronegatividad entre los átomos constituyentes (por ejemplo, entre H y X) como lo señala el cuadro a continuación.
POLARIDAD DE ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR
Un comportamiento similar se observa para NH3, generando un momento dipolar resultante de la contribución de cada uno de los dipolos Nd---Hd+. No obstante, no todas las moléculas formadas por heteroátomos son polares, a pesar de que cada enlace en particular, sea polar. Ocurre que la contribución de cada uno, en forma vectorial, termina anulándose recíprocamente debido a la suma vectorial. Un ejemplo de este caso es la molécula CO2, con una distribución de carga como la que se muestra y que, debido a la naturaleza opuesta de sus dipolos, no posee momento dipolar resultante.
ENERGÉTICA DE ENLACES COVALENTES
Si bien ya hemos presentado las formas polares y no polares de estos enlaces, conviene ahora estudiar el balance energético. Para empezar, digamos que 1652 kJ de energía son necesarias para romper todos los enlaces de la molécula metano, CH4, y mantener aparte los átomos participantes.
Desde otro punto de vista, también podemos afirmar que 1652 kJ de energía se desprenden en la reacción de formación de Metano CH a partir de un mol de C(gas) y 4 moles de H (atómico, gas).
Puesto que la molécula Metano representa 4 uniones C-H, entonces podemos tener una energía promedio de estabilización del CH4 en la forma 1652/4 [kJ/mol] = 413 por cada enlace promedio C-H en Metano
Realmente, los valores de cada C-H son algo diferentes, ya que como resulta obvio, romper el primer C-H es más fácil que romper el segundo, el tercer C-H ya es errático y así sigue, como lo demuestra la siguiente Tabla los resultados experimentales:
| PROCESO | ENERGÍA REQUERIDA kJ/mol |
|---|---|
| CH4(g) --> CH3(g) + H(g) | 435 |
| CH3(g) --> CH2(g) + H(g) | 453 |
| CH2(g) --> CH(g) + H(g) | 425 |
| CH(g) --> C(g) + H(g) | 339 |
| TOTAL | 1652 |
| PROMEDIO | 1652/4 = 413 |
La siguiente Tabla muestra los valores de las energías de enlace, en kJ/mol (1 kcal = 4.184 kJ), donde se ha determinado lo que corresponde a cada enlace en diversas moléculas y luego se ha tomado el promedio para c/u y vemos que en la práctica, todos son diferentes. Los dobles, triples, son más fuertes en cuanto a la energía necesaria para romperlos.
| ENERGÍA DE ENLACE PROMEDIO, kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
|
|
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También existe una relación entre la longitud de enlace, el tipo de enlace y la energía de enlace, como se muestra a continuación. Se cumple que en la medida que el número de electrones compartidos aumenta, la longitud del enlace se acorta y la energía de enlace aumenta.
| LONGITUDES DE ALGUNOS ENLACES | |||
|---|---|---|---|
| Enlace | Tipo de Enlace | Longitud (pm) | Energía de Enlace (kJ/mol) |
| C - C | simple | 154 | 347 |
| C = C | doble | 134 | 614 |
| C º C | triple | 120 | 839 |
| C - O | simple | 143 | 358 |
| C = O | doble | 123 | 799 |
| C - N | simple | 143 | 305 |
| C = N | doble | 138 | 615 |
| C º N | triple | 116 | 891 |
ENTALPÍAS DE REACCIÓN Y ENERGÍA DE ENLACE
Los valores de las energías de enlace se pueden ocupar para estimar el valor de la energía de una reacción química. El siguiente ejemplo así lo demuestra,
Esta reacción requiere que se rompan enlaces H - H y F - F para que se forme el enlace H - F. Para romper enlaces, energía debe ser incorporada al sistema - proceso endotérmico, signo (+). En la formación del enlace H - F, energía se desprende , proceso exotérmico, de modo que la energía de formación de enlace lleva signo (-). Así, el cambio de entalpía DH para la reacción vale DH = Suma Energías para romper enlaces (signo +) MAS Suma Energías para formar enlace (signo -).
Para el caso de la reacción en estudio, produce
esto es, 544 kJ por mol se desprenden durante la reacción!. El valor obtenido usando calores experimentales de Tablas Termodinámicas, da 542 kJ/mol, lo que señala que nuestra forma de calcular es bastante buena.
http://www7.uc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3B/3B1/index.htm
La energía de ionización, potencial de ionizacióno EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo de un elemento en estado gaseoso.1 La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
- .
Siendo los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; , la energía de ionización y un electrón.
Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.
El potencial o energía de ionización se expresa en electronvoltios, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).
- 1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J
En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3, respectivamente.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.
Tendencias periódicas de la energía de ionización (EI) frente al número atómico: téngase en cuenta que "dentro" de cada uno de los siete períodos, la EI (círculos de color) de un elemento comienza en un "mínimo" para la primera columna de la tabla periódica (los metales alcalinos), y progresa hasta un «máximo» para la última columna (los gases nobles) indicados por líneas verticales, y que sirven también como líneas que dividen los 7 periodos. Obsérvese que la energía de ionización máxima para cada fila disminuye a medida que se avanza de la fila 1 a la fila 7 en una columna dada, debido a la distancia creciente de la capa externa de electrones del núcleo a medida que se añaden las capas internas.
Potencial de ionización[editar]
El potencial de ionización (PI) es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo o molécula específica a una distancia tal que no exista interacción electrostática entre el ion y el electrón.2Inicialmente se definía como el potencial mínimo necesario para que un electrón saliese de un átomo que queda ionizado. El potencial de ionización se medía en voltios. En la actualidad, sin embargo, se mide en electronvoltios (aunque no es una unidad del SI) aunque está aceptada o en julios por mol. El sinónimo energía de ionización (EI) se utiliza con frecuencia. La energía para separar el electrón unido más débilmente al átomo es el primer potencial de ionización; sin embargo, hay alguna ambigüedad en la terminología. Así, en química, el segundo potencial de ionización del litio es la energía del proceso.
En física, el segundo potencial de ionización es la energía requerida para separar un electrón del nivel siguiente al nivel de energía más alto del átomo neutro o molécula, p.
Se puede estudiar como pi=q/r, siendo que la carga del elemento
Métodos para determinar la energía de ionización[editar]
La forma más directa es mediante la aplicación de la espectroscopia atómica. En base al espectro de radiación de luz, que desprende básicamente colores en el rango de la luz visible, se pueden determinar los niveles de energía necesarios para desprender cada electrón de su órbita.
Tendencias periódicas de la energía de ionización[editar]
Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el incremento de las energías de ionización cuando recorremos la tabla periódica de izquierda a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la electronegatividad, contracción del tamaño atómico y aumento del número de electrones de la capa de valencia. La causa de esto es que la carga nuclear efectiva se incrementa a lo largo de un periodo, generando, cada vez, más altas energías de ionización. Existen discontinuidades en esta variación gradual tanto en las tendencias horizontales como en las verticales, que se pueden razonar en función de las especificidades de las configuraciones electrónicas.
Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera energía de ionización que se infieren por el bloque y puesto del elemento en la tabla periódica:
Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera energía de ionización que se infieren por el bloque y puesto del elemento en la tabla periódica:
- Los elementos alcalinos, grupo 1, son los que tienen menor energía de ionización en relación a los restantes de sus periodos. Ello es por sus configuraciones electrónicas más externas ns1, que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el núcleo, ya que las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantallaentre el núcleo y el electrón considerado.
- En los elementos alcalinotérreos, grupo 2, convergen dos aspectos, carga nuclear efectiva mayor y configuración externa ns2de gran fortaleza cuántica, por lo que tienen mayores energías de ionización que sus antecesores.
- Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la tabla periódica, los gases nobles, son los que exhiben las mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta simetría cuántica.
- Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo 18, porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva, en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles.
Energía de ionización de los elementos químicos[editar]
En general, las energías de ionización descienden a lo largo de las columnas de la Tabla periódica y crecen de izquierda a derecha a lo largo de un período de la tabla. La energía de ionización muestra una fuerte anti-correlación con el radio atómico. La siguiente tabla muestra los valores de la primera energía de ionización de los elementos3 expresada en eV:
| H 13,6 | He 24,59 | ||||||||||||||||
| Li 5,39 | Be 9,32 | B 8,3 | C 11,26 | N 14,53 | O 13,62 | F 17,42 | Ne 21,56 | ||||||||||
| Na 5,14 | Mg 7,65 | Al 5,99 | Si 8,15 | P 10,49 | S 10,36 | Cl 12,97 | Ar 15,76 | ||||||||||
| K 4,34 | Ca 6,11 | Sc 6,56 | Ti 6,83 | V 6,75 | Cr 6,77 | Mn 7,43 | Fe 7,9 | Co 7,88 | Ni 7,64 | Cu 7,73 | Zn 9,39 | Ga 6 | Ge 7,9 | As 9,79 | Se 9,75 | Br 11,81 | Kr 14 |
| Rb 4,18 | Sr 5,69 | Y 6,22 | Zr 6,63 | Nb 6,76 | Mo 7,09 | Tc 7,28 | Ru 7,36 | Rh 7,46 | Pd 8,34 | Ag 7,58 | Cd 8,99 | In 5,79 | Sn 7,34 | Sb 8,61 | Te 9,01 | I 10,45 | Xe 12,13 |
| Cs 3,89 | Ba 5,21 | * | Hf 6,83 | Ta 7,55 | W 7,86 | Re 7,83 | Os 8,44 | Ir 8,97 | Pt 8,96 | Au 9,23 | Hg 10,44 | Tl 6,11 | Pb 7,42 | Bi 7,29 | Po 8,41 | At 9,32 | Rn 10,75 |
| Fr 4,07 | Ra 5,28 | ** | Rf 6 | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
| * | La 5,58 | Ce 5,54 | Pr 5,47 | Nd 5,53 | Pm 5,58 | Sm 5,64 | Eu 5,67 | Gd 6,15 | Tb 5,86 | Dy 5,94 | Ho 6,02 | Er 6,11 | Tm 6,18 | Yb 6,25 | Lu 5,43 | ||
| ** | Ac 5,17 | Th 6,31 | Pa 5,89 | U 6,19 | Np 6,27 | Pu 6,03 | Am 5,97 | Cm 5,99 | Bk 6,2 | Cf 6,28 | Es 6,42 | Fm 6,5 | Md 6,58 | No 6,65 | Lr 4,9 | ||
Cuanto más nos desplacemos hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica, mayor es la energía de ionización.
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