Química - Ministerio de Educación

En las reacciones químicas, se reagrupan los átomos de los reactivos, para
formar los productos. Al ocurrir esto, se rompen ciertos enlaces y se
forman otros nuevos. Si se conocen las energías necesarias para romper
dichos enlaces, se podría calcular la entalpía de reacción.
Enlace E (kJ/mol)
E
H – Cl 432
H – O 463
H – N 391
H – C 413
H – H 436
C – Cl 339
C – O 358
Tabla 3
Energías de enlace
Enlace E (kJ/mol)
E
C – N 305
C – C 346
N – O 201
O – Cl 218
O – O 138
F – Cl 253
F – F 155
Enlace E (kJ/mol)
E
Cl – Cl 242
O = O en O2 498
C = O en CO2 803
C ∫ O 1046
C = C 610
N ∫ N 945
C = N 615
C ∫ N 887
En ocasiones se desea obtener una estimación de la entalpía para una
reacción en la que el valor de ΔH0para un reactivo o producto no se
f
conoce ni puede hallarse. Si no es posible aplicar la Ley de Hess, ¿cómo
se soluciona el problema? Se acude a las energías de enlace.
EJERCICIO RESUELTO
Analicemos el siguiente ejemplo, sobre la combustión del metano, cuya
ecuación termoquímica del metano es:
H
C H 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) → C O 2 ( g ) + 2 H O ΔH = ?
2 ( g )
H
H
1 molécula
de metano
H
O
O
2 moléculas
de oxígeno
O O
O O H O H
C
H H
O
1 molécula de dioxido de
carbono y 2 moléculas de agua
Paso 1. Para comprender el ejercicio propuesto, es necesario extraer
los datos. En esta reacción, hay enlaces que se forman y otros que se
rompen.
Desde estos puntos de vista se tiene que:
En los reactivos, enlaces rotos En los productos, enlaces formados
4 enlaces C − H ( 4 ⋅ 413 kJ/mol ) 2 enlaces C = O ( 2 ⋅ 803 kJ/mol )
2 enlaces O = O ( 2 ⋅ 498 kJ/mol ) 4 enlaces O − H ( 4 ⋅ 463 kJ/mol )
UNIDAD 1
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