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Mediante las Energías de Enlace

Procedimiento 2:

Otra forma de calcular la entalpía de una reacción es a partir de las energías de enlace.

Así tenemos que:

Donde la energía de enlace es la energía necesaria para romper un mol de determinado enlace químico dejando en libertad a sus átomos, todos en fase gaseosa. 
Ejemplo: Partiendo de los datos de la tabla, calcular el valor de ΔH0 de la reacción de hidrogenación del eteno.

La reacción es:

CH2=CH2(g) + H2(g) → CH3–CH3(g)

En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.

∆Ho = ∑ Ee(enl. rotos) – ∑ Ee(enl. formados) =
   =1xEe(C=C) + 1xEe(H–H) – 1xEe(C–C) – 2xEe(C–H)=
   =1 mol · 614 kJ/mol + 1mol x 436 kJ/mol – 1 mol x 348 kJ/mol – 2 mol x 413 kJ/mol = –124 kJ/mol

Ejemplo: Calcular la energía del enlace H‑Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo ΔHof(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación (energías de enlace) del H2 y del Cl2 de la tabla adjunta.

La reacción de disociación del HCl será:

(4) HCl(g) →  H(g) + Cl(g)    ∆Ho = ?

(1)½ H2(g) + ½ Cl2(g) →  HCl(g)    ; ∆Hof(HCl) = –92,3 kJ
(2)H2(g) →  2H(g)   ; Ee(H2) = 436,0 kJ
(3)Cl2(g) →  2Cl(g)     ; Ee (Cl2) = 243,4 kJ

∆Ho (1)= ∑ Ee(enl. rotos) – ∑ Ee(enl. formados) 

 
∆Ho (1)=1/2·Ee(H-H) + 1/2·Ee(Cl-Cl) – 1·Ee(H–Cl) =

–92,3 kJ = + ½ x(436,0 kJ) + ½ x (243,4 kJ) - ∆Ho(4)

∆Ho(4)= 432,0 kJ/mol