Calculadora de entalpía de enlace

Resultados

Una estimación aproximada para reacciones en fase gaseosa: las energías medias de enlace ignoran el entorno de cada enlace, así que espera diferencias de decenas de kJ/mol frente a un cálculo con entalpías de formación.

Cómo usar la calculadora de entalpía de enlace

1. 1. Dibuja las estructuras. Escribe la estructura de Lewis de cada reactivo y de cada producto para ver cada enlace. La herramienta no deduce estructuras a partir de las fórmulas, porque una misma fórmula puede tener enlaces distintos.
2. 2. Enumera los enlaces rotos y formados. Escríbelos en las dos cajas —4 C–H, 2 O=O— contando uno por cada molécula de la ecuación ajustada. Usa - para simple, = para doble y ≡ para triple. También puedes pulsar «+ rotos» o «+ formados» en la tabla, o elegir una de las reacciones de ejemplo.
3. 3. Revisa la lista. Un enlace que no está en la tabla se señala por su nombre. Los enlaces que aparecen sin cambios en ambos lados pueden omitirse: se cancelan.
4. 4. Lee ΔH. La respuesta es Σ rotos − Σ formados, con ambas sumas, el subtotal de cada enlace y el cálculo. Un ΔH negativo indica que la reacción es exotérmica.

El método

Romper un enlace absorbe energía y formar uno la libera. Si los enlaces que rompes en los reactivos cuestan más de lo que devuelven los enlaces que formas en los productos, la reacción absorbe calor en conjunto. Escrito como ecuación, con D para la energía media de enlace:

ΔH ≈ Σ D(enlaces rotos) − Σ D(enlaces formados)

ΔH < 0: exotérmica.  ΔH > 0: endotérmica.

kJ por mol de reacción tal como se escribe; 1 kcal = 4,184 kJ

La convención de signos es la que más sorprende: las energías de enlace son números positivos, y la suma de los productos se resta. No escribas aquí ΔH = Σ productos − Σ reactivos, que es la regla para las entalpías de formación. Usa la que corresponda a los datos que tienes, y no mezcles ambas en un mismo cálculo.

Ejemplo desarrollado: combustión del metano

Para CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g), el metano tiene cuatro enlaces C–H, cada O₂ tiene un enlace O=O, el dióxido de carbono tiene dos enlaces C=O y cada agua tiene dos enlaces O–H. Con los valores medios de la tabla:

• Rotos: 4 × 415 (C–H) + 2 × 498 (O=O) = 1660 + 996 = 2656 kJ
• Formados: 2 × 741 (C=O) + 4 × 464 (O–H) = 1482 + 1856 = 3338 kJ
• ΔH ≈ 2656 − 3338 = −682 kJ por mol de CH₄ quemado

Por qué difiere de los resultados con entalpías de formación

• Una energía de enlace es un promedio. El enlace C–H del metano no es igual que el del etanol o el benceno. La tabla da un valor tomado de muchos compuestos, así que cada molécula se desvía un poco. El C=O de 741 kJ/mol de la tabla encaja con aldehídos y cetonas, mientras que los enlaces C=O del CO₂, de unos 799 kJ/mol, son más fuertes. Esa diferencia explica la mayor parte de la brecha del ejemplo anterior.
• Describe solo gases. Las energías de enlace se refieren a moléculas gaseosas separadas, así que la respuesta es el ΔH en fase gaseosa. Si un producto es agua líquida, debes añadir la entalpía de condensación, unos −44,0 kJ por cada mol de H₂O (285,8 − 241,8, según los valores de formación del CRC).
• No ve la deslocalización ni la tensión. La resonancia en el benceno o en el carbonato, la tensión de anillo y los puentes de hidrógeno hacen que las moléculas reales sean más o menos estables de lo que sugiere la suma de sus enlaces.
• Las entalpías de formación se miden para los compuestos reales. ΔH°_rxn = ΣΔH°_f(productos) − ΣΔH°_f(reactivos) usa valores tabulados reales a 298 K, así que es la mejor respuesta siempre que existan datos. Usa las energías de enlace cuando no existan, o para ver qué enlaces impulsan el cambio de energía. La Enthalpy of Reaction Calculator hace la ruta por entalpías de formación.

Preguntas frecuentes

¿Cómo se calcula ΔH con entalpías de enlace?

Suma la energía necesaria para romper cada enlace de los reactivos, suma la energía liberada al formar cada enlace de los productos, y resta: ΔH ≈ Σ D(rotos) − Σ D(formados). Cuenta cada enlace una vez por molécula de la ecuación ajustada. Para H₂ + Cl₂ → 2 HCl, eso es (436 + 243) − 2(432) = −185 kJ.

¿Por qué romper un enlace es endotérmico y formarlo exotérmico?

Los átomos de un enlace están a menor energía que si estuvieran separados, así que separarlos exige energía, y al unirse devuelven esa energía. Se implica la misma cantidad en cada sentido, por eso las energías de enlace se dan como números positivos para la ruptura.

¿Por qué mi resultado con energías de enlace no coincide con el de entalpías de formación?

Las energías de enlace son promedios para enlaces en fase gaseosa, así que ignoran el entorno particular de cada molécula y no pueden tener en cuenta líquidos, resonancia o tensión. Diferencias de decenas de kJ/mol son normales. Considera más exacto el resultado por entalpías de formación cuando tengas los datos.

¿Necesito listar todos los enlaces de las moléculas?

Solo los que cambian. Los enlaces idénticos en un reactivo y en un producto aparecen en ambas sumas y se cancelan. Para C₂H₄ + H₂ → C₂H₆, puedes listar solo C=C y H–H rotos y C–C y dos C–H formados, y la respuesta, −128 kJ, es la misma que contando todos los enlaces.

¿Cómo cuento los enlaces dobles como O=O o C=C?

Un doble enlace es un solo enlace con su propia energía, mayor, así que introdúcelo como un único elemento: O=O es 498 kJ/mol, no dos enlaces O–O. Los triples son igual: N≡N es 946 kJ/mol.

¿Puedo usar entalpías de enlace con reacciones que implican líquidos o sólidos?

Solo después de convertir todo a gases. Añade la entalpía de vaporización o de sublimación de cada especie que no sea gaseosa, y trata el resultado con mucha cautela. Para reacciones en disolución, las entalpías de formación o la calorimetría son la vía adecuada.