Energía de enlace - Historial de revisiones

Carlos idict: Texto reemplazado: «
» por «»

2019-08-08T14:02:17Z

Texto reemplazado: «<div align="justify">» por «»

David08031jc en 12:04 26 mar 2013

2013-03-26T12:04:09Z

David08031jc en 12:02 26 mar 2013

2013-03-26T12:02:52Z

David08031jc en 12:01 26 mar 2013

2013-03-26T12:01:30Z

David08031jc: Página creada con '
{{Definición |Nombre=Energía de enlace |imagen=Energía de enlace.jpeg |concepto=la energía total promedio ...'

2013-03-26T12:00:40Z

Página creada con ' <div align="justify"> {{Definición |Nombre=Energía de enlace |imagen=Energía de enlace.jpeg |concepto=la energía total promedio ...'

Página nueva

<div align="justify">
{{Definición
|Nombre=Energía de enlace
|imagen=Energía de enlace.jpeg
|concepto=la energía total promedio que se desprendería por la formación de un mol de enlaces químicos}}

'''Energía de enlace''', es la energía necesaria para romper un mol de dichos enlaces. Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.

==Reacción química==

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.

Así, por ejemplo, la energía del enlace hidrógeno - cloro es la correspondiente a la reacción:

HCl(g) ® H(g) + Cl(g); DH = 431 kJ

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 gaseosas]]. 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:

DH = S(energía de enlaces rotos) - S([[energía]] de enlaces formados)

==Energía de enlace==

Para que una o varias sustancias se transformen en otras tiene que haber una reorganización de átomos, y para ello se tienen que romper unos enlaces y formarse otros nuevos.
La ruptura y formación de enlaces lleva asociada una absorción y un desprendimiento de energía.
Para romper un enlace se necesita un aporte de energía, que se denomina energía de enlace. Y cuando se forma dicho enlace, se desprende esa misma cantidad de energía
Cuando ocurren reacciones químicas, ocurre también un rompimiento de los enlaces existentes en los reactivos, pero "nuevos enlaces son formados en los productos.

Ese proceso involucra el estudio de la variación de energía que permite determinar la variación de entalpía de las reacciones.
El aprovisionamiento de energía permite el rompimiento de enlaces de los reactivos, ese proceso es endotérmico, pero a medida que los enlaces entre los productos se forman, el proceso cambia, volviéndose exotérmico.

¿Porqué sucede esto? Porque ocurre la liberación de energía.

La energía liberada en la formación de un enlace, es numéricamente igual a la energía absorbida en el rompimiento de ese enlace, por tanto la energía de enlace es definida para el rompimiento de enlaces.

=== Entalpía===

Es el estudio del calor intercambiado en las reacciones químicas
Para finalizar nuestro estudio de la energía de enlace, deberíamos dejar claros algunos conceptos usados con frecuencia en el.

* Sistema: Se denomina un sistema, a una parte del universo físico cuyas propiedades están bajo investigación.
* Frontera: Límites que definen el espacio del sistema, separándolo del resto de universo.
* Medio: Es la porción del universo próxima a las fronteras del sistema, que puede en la mayoría de los casos, interactuar con el sistema.

Cuando una reacción química ocurre en un determinado sistema, esto acarrea un intercambio de calor entre el sistema en reacción y el medio ambiente.
La Termoquímica estudia justamente esos intercambios de calor, así como su aprovechamiento en la realización de trabajo.

Si el calor intercambiado entre el sistema y el medio es medido a presión constante, el es denominado Entalpía o contenido calorífico y simbolizado por la letra H. sendo que Entalpía (H) es el calor intercambiado a presión constante.
En relación a los intercambios de calor, las reacciones químicas se clasifican en dos tipos:

* Reacciones exotérmicas: Aquellas que liberan calor al ambiente
* Reacciones endotérmicas: Aquellas que absorben calor del ambiente

==Energía de disociación de enlace==

En química, la energía de disociación de enlace, D0, es una medida de la fuerza de enlace en un enlace químico. Se define como el cambio de entalpía estándar cuando se rompe un enlace por homólisis, con los reactivos y productos de la reacción de homólisis a 0K (cero absoluto). Así, la energía de disociación de enlace de uno de los enlaces C-H en el etano (C2H6) está definido por el proceso:

CH<sub>3</sub>CH<sub>2</sub>-H → CH<sub>3</sub>CH<sub>2</sub> + H

Do = ΔH = 101,1 kcal/mol (423.0 kJ/mol)

La energía de disociación de enlace también se conoce como entalpía de disociación de enlace (o entalpía de enlace), pero estos términos no son estrictamente correctos, puesto que se refieren a la entalpía de la reacción anterior en condiciones estándar, y pueden diferir de D0 en más de 3 kcal/mol (12 kJ/mol).
La energía de disociación de enlace suele ser diferente a la energía de enlace, que es calculada a partir de la suma de las energías de disociación de enlace de todos los enlaces en una molécula.1
Por ejemplo, un enlace O-H de la molécula de agua (H-O-H) tiene una energía de disociación de enlace de 493,4 kJ/mol, y se necesita 424,4 kJ/mol para romper el enlace O-H restante. La energía de enlace de los enlaces O-H en el agua es 458,9 kJ/mol, que es la media de los valores.
En la misma forma, la remoción sucesiva de los átomos de hidrógeno del metano tiene energías de disociación de enlace que son: 104 kcal/mol (435 kJ/mol) para D(CH3-H), 106 kcal/mol (444 kJ/mol) para D(CH2-H), 106 kcal/mol (444 kJ/mol) para D(CH-H) y finalmente 81 kcal/mol (339 kJ/mol) para D(C-H). En consecuencia, la energía de enlace es 99 kcal/mol o 414 kJ/mol (la media de las energías de disociación de enlace).
Obsérvese que si después de la disociación se forman nuevos enlaces a menor entalpía, habrá una pérdida neta de energía, y el proceso global será exotérmico.
La energía de disociación heterolítica de enlace está involucrada en la ruptura de enlaces químicos por heterólisis.

==Teoría de enlace de valencia==

En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En 1931, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de los más importantes papeles en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis,la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, las tres primeras de las cuales generalmente ya eran conocidas:

1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un electrón desapareado de cada uno de dos átomos.
2. El spin de los electrones tienen que ser opuestos.
3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte en enlaces adicionales.

Sus tres últimas reglas eran nuevas:

4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo una función de onda de cada átomo. 5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los enlaces más fuertes. 6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en mayor cantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a nacer en la dirección del orbital más concentrado.
A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto: "Sobre la Naturaleza del Enlace Químico" que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.

==Teoría de los orbitales moleculares==

La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente sólo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca a los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.

==Enlaces externos==
*[http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/energia6.htm Recursos]
*[http://www.100ciaquimica.net/temas/tema5/punto7.htm Energía de enlace]
*[http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/142-calculo-del-calor-de-reaccion-energias-de-enlace Calculo de calor]

==Fuentes==

* Química: La ciencia básica. Escrito por Miguel Ángel Domínguez Reboiras. pag 395. books.google.es

* Morrison & Boyd Organic Chemistry 4th Ed. ISBN 0-205-05838-8

* http://www.miliarium.com/bibliografia/Monografias/Kioto/Welcome.asp

* Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
* James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). «The Ground State of the Hydrogen Molecule». Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: pp. 825–835.
* Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co.. pp. 294–295. ISBN 0-7167-3107-X.
* Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.
[[Category:Química]]

@@ Línea 2: / Línea 2: @@
-<div align="justify">
 {{Definición
 |Nombre=Energía de enlace

@@ Línea 78: / Línea 78: @@
 . El enlace de par de electrones a través de la         interacción de un electrón desapareado de cada uno de dos átomos.
 . El spin de los electrones tienen que ser opuestos.
 . Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar         parte en enlaces adicionales.
 Sus tres últimas reglas eran nuevas:
-. Los términos de canje de electrones para el enlace         involucra sólo una función de onda de cada átomo.                   5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía         forman los enlaces más fuertes.                   6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en         mayor cantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más         fuerte, y este enlace tenderá a nacer en la dirección del orbital         más concentrado.
+. Los términos de canje de electrones para el enlace         involucra sólo una función de onda de cada átomo.
 A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto: "Sobre la Naturaleza del Enlace Químico" que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.

@@ Línea 107: / Línea 107: @@
 * Atkins,         Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules,         Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co..         pp. 294–295. ISBN         0-7167-3107-X.
 * Weinhold, F.; Landis, C. Valency         and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
-a         b         Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell         University Press, 1960.
+* a         b         Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell         University Press, 1960.
 [[Category:Química]]