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Química 2ed

7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes

Química 2ed7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir la energía de la formación y ruptura de enlaces covalentes e iónicos.
  • Utilizar el ciclo de Born-Haber para calcular las energías de red de los compuestos iónicos.
  • Utilizar las energías medias de los enlaces covalentes para estimar las entalpías de reacción.

La fuerza de un enlace describe la fuerza con la que cada átomo está unido a otro átomo y, por tanto, cuánta energía se necesita para romper el enlace entre ambos. En esta sección, aprenderá sobre la fuerza de enlace de los enlaces covalentes, para luego compararla con la fuerza de los enlaces iónicos, que está relacionada con la energía de red de un compuesto.

Fuerza de adhesión: enlaces covalentes

Las moléculas estables existen porque los enlaces covalentes mantienen los átomos unidos. Medimos la fuerza de un enlace covalente por la energía necesaria para romperlo, es decir, la energía necesaria para separar los átomos enlazados. La separación de todo par de átomos enlazados requiere energía (consulte la Figura 7.4). Cuanto más fuerte sea un enlace, mayor será la energía necesaria para romperlo.

La energía necesaria para romper un enlace covalente específico en un mol de moléculas gaseosas se denomina energía de enlace o energía de disociación del enlace. La energía de enlace para una molécula diatómica, DX–Y, se define como el cambio de entalpía estándar en la reacción endotérmica:

XY(g)X(g)+Y(g)DX-Y=ΔH°XY(g)X(g)+Y(g)DX-Y=ΔH°

Por ejemplo, la energía de enlace del enlace covalente puro H-H, DH–H, es de 436 kJ por mol de enlaces H-H rotos:

H2(g)2H(g)DH-H=ΔH°=436kJH2(g)2H(g)DH-H=ΔH°=436kJ

Las moléculas con tres o más átomos tienen dos o más enlaces. La suma de todas las energías de enlace en dicha molécula es igual al cambio de entalpía estándar para la reacción endotérmica que rompe todos los enlaces en la molécula. Por ejemplo, la suma de las cuatro energías de enlace C-H en el CH4, 1660 kJ, es igual al cambio de entalpía estándar de la reacción:

Se muestra una reacción con estructuras de Lewis. La primera estructura muestra un átomo de carbono unido con enlace simple a cuatro átomos de hidrógeno con el símbolo "( g )" escrito al lado. Una flecha hacia la derecha señala la letra "C" y el símbolo "( g )", que va seguido de un signo positivo. A continuación, el número 4, la letra "H" y el símbolo "( g )" A la derecha de esta ecuación hay otra ecuación: el símbolo de grado delta H en mayúscula es igual a 1660 k J.

La energía media del enlace C-H, DC–H, es de 1660/4 = 415 kJ/mol porque hay cuatro moles de enlaces C-H rotos por mol de la reacción. Aunque los cuatro enlaces C-H son equivalentes en la molécula original, cada uno no requiere la misma energía para romperse; una vez que se rompe el primer enlace (que requiere 439 kJ/mol), los enlaces restantes son más fáciles de romper. El valor de 415 kJ/mol es la media, no el valor exacto necesario para romper un enlace cualquiera.

La fuerza de un enlace entre dos átomos aumenta a medida que aumenta el número de pares de electrones en el enlace. Por lo general, a medida que aumenta la resistencia del enlace, su longitud disminuye. Así, encontramos que los enlaces triples son más fuertes y más cortos que los enlaces dobles entre los mismos dos átomos; asimismo, los enlaces dobles son más fuertes y más cortos que los enlaces simples entre los mismos dos átomos. Las energías de enlace medias de algunos enlaces comunes aparecen en la Tabla 7.2, y una comparación de las longitudes y resistencias de enlace de algunos enlaces comunes aparece en la Tabla 7.3. Cuando un átomo se une a varios átomos de un grupo, la fuerza del enlace suele disminuir a medida que descendemos en el grupo. Por ejemplo, C-F es 439 kJ/mol, C-Cl es 330 kJ/mol y C-Br es 275 kJ/mol.

Energías de enlace (kJ/mol)
Enlace Energía de enlace Enlace Energía de enlace Enlace Energía de enlace
H–H 436 C–S 260 F–Cl 255
H–C 415 C–Cl 330 F–Br 235
H–N 390 C–Br 275 Si–Si 230
H–O 464 C–I 240 Si–P 215
H–F 569 N–N 160 Si–S 225
H–Si 395 N=NN=N 418 Si–Cl 359
H–P 320 NNNN 946 Si–Br 290
H–S 340 N–O 200 Si–I 215
H–Cl 432 N–F 270 P–P 215
H–Br 370 N–P 210 P–S 230
H–I 295 N–Cl 200 P–Cl 330
C–C 345 N–Br 245 P–Br 270
C=CC=C 611 O–O 140 P–I 215
CCCC 837 O=OO=O 498 S–S 215
C–N 290 O–F 160 S–Cl 250
C=NC=N 615 O–Si 370 S–Br 215
CNCN 891 O–P 350 Cl–Cl 243
C–O 350 O–Cl 205 Cl–Br 220
C=OC=O 741 O–I 200 Cl–I 210
COCO 1.080 F–F 160 Br–Br 190
C–F 439 F–Si 540 Br–I 180
C–Si 360 F–P 489 I–I 150
C–P 265 F–S 285
Tabla 7.2
Longitudes de enlace y energías de enlace medias de algunos enlaces comunes
Enlace Longitud de enlace (Å) Energía de enlace (kJ/mol)
C-C 1,54 345
C=CC=C 1,34 611
CCCC 1,20 837
C-N 1,43 290
C=NC=N 1,38 615
CNCN 1,16 891
C-O 1,43 350
C=OC=O 1,23 741
COCO 1,13 1.080
Tabla 7.3

Podemos utilizar las energías de enlace para calcular los cambios de entalpía aproximados para las reacciones en las que no se dispone de entalpías de formación. Los cálculos de este tipo también nos dirán si una reacción es exotérmica o endotérmica. Una reacción exotérmica (ΔH negativo, calor producido) resulta cuando los enlaces en los productos son más fuertes que los enlaces en los reactivos. Una reacción endotérmica (ΔH positivo, calor absorbido) se produce cuando los enlaces de los productos son más débiles que los de los reactivos.

El cambio de entalpía, ΔH, en una reacción química es aproximadamente igual a la suma de la energía necesaria para romper todos los enlaces en los reactivos (energía "dentro", signo positivo) más la energía liberada cuando se forman todos los enlaces en los productos (energía "fuera", signo negativo). Esto se puede expresar matemáticamente de la siguiente manera:

ΔH=ƩDenlaces rotosƩDenlaces formadosΔH=ƩDenlaces rotosƩDenlaces formados

En esta expresión, el símbolo Ʃ significa "la suma de" y D representa la energía de enlace en kilojulios por mol, que siempre es un número positivo. La energía de enlace se obtiene a partir de una tabla (como la Tabla 7.3) y dependerá de que el enlace sea simple, doble o triple. Por lo tanto, al calcular las entalpías de esta manera, es importante que tengamos en cuenta el enlace en todos los reactivos y productos. Como los valores de D suelen ser promedios para un tipo de enlace en muchas moléculas diferentes, este cálculo proporciona una estimación aproximada, no un valor exacto, de la entalpía de reacción.

Considere la siguiente reacción:

H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)

o

H-H(g)+Cl-Cl(g)2H-Cl(g)H-H(g)+Cl-Cl(g)2H-Cl(g)

Para formar dos moles de HCl, hay que romper un mol de enlaces H-H y un mol de enlaces Cl-Cl. La energía necesaria para romper estos enlaces es la suma de la energía de enlace del enlace H-H (436 kJ/mol) y del enlace Cl-Cl (243 kJ/mol). Durante la reacción, se forman dos moles de enlaces H-Cl (energía de enlace = 432 kJ/mol), liberando 2 ×× 432 kJ; o 864 kJ. Como los enlaces de los productos son más fuertes que los de los reactivos, la reacción libera más energía de la que consume:

ΔH=ƩDenlaces rotosƩDenlaces formadosΔH=[DH-H+DCl-Cl]2DH-Cl=[436+243]2 (432)=-185kJΔH=ƩDenlaces rotosƩDenlaces formadosΔH=[DH-H+DCl-Cl]2DH-Cl=[436+243]2 (432)=-185kJ

Este exceso de energía se libera en forma de calor, por lo que la reacción es exotérmica. El Apéndice G da un valor para la entalpía molar estándar de formación del HCl(g), ΔHf°,ΔHf°, de –92,307 kJ/mol. El doble de ese valor es -184,6 kJ, lo que coincide con la respuesta que se obtuvo anteriormente para la formación de dos moles de HCl.

Ejemplo 7.9

Uso de las energías de enlace para calcular los cambios aproximados de entalpía

El metanol, CH3OH, puede ser un excelente combustible alternativo. La reacción a alta temperatura del vapor y el carbono produce una mezcla de los gases monóxido de carbono, CO, e hidrógeno, H2, a partir de la cual se puede producir metanol. Al usar las energías de enlace en la Tabla 7.3, calcule el cambio aproximado de entalpía, ΔH, para esta reacción:
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)

Solución

En primer lugar, tenemos que escribir las estructuras de Lewis de los reactivos y los productos: Un conjunto de diagramas de Lewis muestra una reacción química. La primera estructura muestra un átomo de carbono con un par solitario de electrones unido con triple enlace a un oxígeno con un par solitario de electrones. A la derecha de esta estructura hay un signo positivo, luego el número 2 seguido de un átomo de hidrógeno unido con enlace simple a otro átomo de hidrógeno. A la derecha de esta estructura hay una flecha orientada a la derecha, seguida de un átomo de hidrógeno unido con enlace simple a un átomo de carbono que tiene un enlace simple con dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones. El átomo de oxígeno también está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.

A partir de esto, vemos que ΔH en esta reacción implica la energía necesaria para romper un triple enlace C-O y dos enlaces simples H-H, así como la energía producida por la formación de tres enlaces simples C-H, un enlace simple C-O y un enlace simple O-H. Podemos expresarlo como sigue:

ΔH=ƩDenlaces rotosƩDenlaces formadosΔH=[DCO+2 (DH-H)][3(DC-H)+DC-O+DO-H]ΔH=ƩDenlaces rotosƩDenlaces formadosΔH=[DCO+2 (DH-H)][3(DC-H)+DC-O+DO-H]

Utilizando los valores de energía de enlace en la Tabla 7.3, obtenemos:

ΔH=[1.080+2 (436)][3(415)+350+464]=-107kJΔH=[1.080+2 (436)][3(415)+350+464]=-107kJ

Podemos comparar este valor con el valor calculado con base en ΔHf°ΔHf° datos del Apéndice G:

ΔH=[ΔHf°CH3OH(g)][ΔHf°CO(g)+2 ×ΔHf°H2]=[201,0][-110,52+2 ×0]=-90,5kJΔH=[ΔHf°CH3OH(g)][ΔHf°CO(g)+2 ×ΔHf°H2]=[201,0][-110,52+2 ×0]=-90,5kJ

Observe que hay una diferencia bastante importante entre los valores calculados con los dos métodos diferentes. Esto se debe a que los valores D son la media de diferentes resistencias de enlace; por lo tanto, a menudo solo ofrecen una concordancia aproximada con otros datos.

Compruebe sus conocimientos

El alcohol etílico, CH3CH2OH, fue uno de los primeros productos químicos orgánicos sintetizados intencionalmente por el ser humano. Tiene muchos usos en la industria, y es el alcohol que contienen las bebidas alcohólicas. Puede obtenerse mediante la fermentación del azúcar o sintetizarse mediante la hidratación del etileno en la siguiente reacción: Un conjunto de estructuras de Lewis muestra una reacción química. La primera estructura muestra dos átomos de carbono con doble enlace y cada uno con un enlace simple a dos átomos de hidrógeno. A esta estructura le sigue un signo positivo y a continuación, un átomo de oxígeno con dos pares solitarios de electrones unido con enlace simple a dos átomos de hidrógeno. Una flecha hacia la derecha conduce a un átomo de carbono unido con enlace simple a tres átomos de hidrógeno y a un segundo átomo de carbono. El segundo átomo de carbono tiene un enlace simple con dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno con dos pares de electrones solitarios. El átomo de oxígeno también está unido con enlace simple a un átomo de hidrógeno.

Utilizando las energías de enlace en la Tabla 7.3, calcule un cambio de entalpía aproximado, ΔH, para esta reacción.

Respuesta:

-35 kJ

Fuerza de enlace iónico y energía de red

Un compuesto iónico es estable debido a la atracción electrostática entre sus iones positivos y negativos. La energía de red de un compuesto es una medida de la fuerza de esta atracción. La energía de red (ΔHred) de un compuesto iónico se define como la energía necesaria para separar un mol del sólido en sus iones gaseosos componentes. En el sólido iónico MX, la energía de red es el cambio de entalpía del proceso:

MX(s)Mn+(g)+Xn(g)ΔHredMX(s)Mn+(g)+Xn(g)ΔHred

Tenga en cuenta que estamos utilizando la convención en la que el sólido iónico se separa en iones, por lo que nuestras energías de red serán endotérmicas (valores positivos). Algunos textos utilizan la convención equivalente pero opuesta que la energía de red como la energía liberada cuando los iones separados se combinan para formar una red y dando valores negativos (exotérmicos). Por lo tanto, si busca energías de red en otra referencia, asegúrese de comprobar qué definición se utiliza. En ambos casos, una magnitud mayor para la energía de red indica un compuesto iónico más estable. En el cloruro de sodio, ΔHred = 769 kJ. Así, se necesitan 769 kJ para separar un mol de NaCl sólido en iones gaseosos Na+ y Cl. Cuando un mol de cada uno de los iones gaseosos Na+ y Cl forman el NaCl sólido, se liberan 769 kJ de calor.

La energía de red ΔHred de un cristal iónico puede expresarse mediante la siguiente ecuación (derivada de la ley de Coulomb, que rige las fuerzas entre cargas eléctricas):

ΔHred=C(Z+)(Z)RoΔHred=C(Z+)(Z)Ro

en la que C es una constante que depende del tipo de estructura cristalina; Z+ y Z son las cargas de los iones; y Ro es la distancia interiónica (la suma de los radios de los iones positivos y negativos). Así, la energía de red de un cristal iónico aumenta rápidamente a medida que las cargas de los iones aumentan y los tamaños de los iones disminuyen. Cuando todos los demás parámetros se mantienen constantes, duplicar la carga del catión y del anión cuadruplica la energía de la red. Por ejemplo, la energía de red del LiF (Z+ y Z = 1) es de 1023 kJ/mol, mientras que la del MgO (Z+ y Z = 2) es de 3900 kJ/mol el (RRo es casi el mismo, alrededor de 200 pm para ambos compuestos).

Diferentes distancias interatómicas producen diferentes energías de red. Por ejemplo, podemos comparar la energía de red del MgF2 (2957 kJ/mol) con la del MgI2 (2327 kJ/mol) para observar el efecto en la energía de red del menor tamaño iónico del F en comparación con el I.

Ejemplo 7.10

Comparaciones de la energía de red

La gema preciosa rubí es óxido de aluminio, Al2O3, que contiene trazas de Cr3+. El compuesto Al2Se3 se utiliza en la fabricación de algunos dispositivos semiconductores. ¿Cuál tiene mayor energía de red, Al2O3 o Al2Se3?

Solución

En estos dos compuestos iónicos, las cargas Z+ y Z son iguales, por lo que la diferencia de energía de red dependerá de Ro. El ion O2– es más pequeño que el ion Se2–. Así, el Al2O3 tendría una distancia interiónica más corta que el Al2Se3, y el Al2O3 tendría la energía de red más grande.

Compruebe sus conocimientos

El óxido de zinc, ZnO, es un protector solar muy eficaz. ¿Cómo se compararía la energía de red del ZnO con la del NaCl?

Respuesta:

El ZnO tendría la mayor energía de red porque los valores Z del catión y del anión en el ZnO son mayores, y la distancia interiónica del ZnO es menor que la del NaCl.

El ciclo Born-Haber

No es posible medir directamente las energías de la red. Sin embargo, la energía de red puede calcularse utilizando la ecuación dada en la sección anterior o utilizando un ciclo termoquímico. El ciclo de Born-Haber es una aplicación de la ley de Hess que descompone la formación de un sólido iónico en una serie de pasos individuales:

  • ΔHf°,ΔHf°, la entalpía estándar de formación del compuesto
  • IE, la energía de ionización del metal
  • EA, la afinidad electrónica del no metal
  • ΔHs°,ΔHs°, la entalpía de sublimación del metal
  • D, la energía de disociación del enlace del no metal
  • ΔHred, la energía de red del compuesto

La Figura 7.13 muestra un diagrama del ciclo de Born-Haber para la formación de fluoruro de cesio sólido.

Se muestra un diagrama. En el extremo izquierdo del gráfico hay una flecha hacia arriba marcada como "H creciente". Se dibuja una línea horizontal en la parte inferior del diagrama. Una flecha vertical hacia abajo, a la izquierda de esta línea, está marcada como "Cambio global" Al lado de esta flecha hay otra marca, "delta H mayúscula subíndice f, es igual a 553,5 k J por mol negativo, ( Entalpía de formación )". Tres líneas horizontales, una encima de la otra y todas sobre la línea inferior, están marcadas de abajo a arriba como: "C s ( s ), signo positivo, mitad subíndice F 2, ( g )", "C s ( g ), signo positivo, mitad subíndice F 2, ( g )", y "C s, signo positivo superíndice, ( g ), signo positivo, mitad subíndice F 2, ( g )". Cada una de estas líneas está conectada por una flecha vertical hacia arriba. Cada flecha está marcada como "delta H mayúscula subíndice 1 es igual a 76,5 k J por mol, ( Entalpía de sublimación )", "delta H mayúscula subíndice 2, es igual a 375,7 k J por mol, ( energía de ionización )", y "delta H mayúscula subíndice 3 es igual a 79,4 k J / mol ( media energía de disociación ). Hay otra línea horizontal en la parte superior central del diagrama marcada como "C s, signo positivo superíndice, ( g ), signo positivo, F, ( g )". Hay una línea horizontal adicional dibujada a la derecha del diagrama general y situada a mitad de la imagen. Una flecha conecta la línea superior con esta línea y está marcada, "delta H mayúscula es igual a 328,2 k J / mol negativo ( afinidad electrónica )". La línea está marcada como "C s superíndice signo positivo ( g ) más F superíndice signo negativo ( g )". La flecha que conecta esta línea con la línea inferior está marcada como "subíndice negativo delta H mayúscula es igual a 756,9 k J / mol negativo". La flecha señala una marca en la línea inferior que dice: "C s F ( s )".
Figura 7.13 El ciclo de Born-Haber muestra las energías relativas de cada paso implicado en la formación de un sólido iónico a partir de los elementos necesarios en sus estados de referencia.

Comenzamos con los elementos en sus estados más comunes, Cs(s) y F2(g). El ΔHs°ΔHs° representa la conversión del cesio sólido en gas, y luego la energía de ionización convierte los átomos de cesio gaseoso en cationes. En el siguiente paso, contabilizamos la energía necesaria para romper el enlace F-F y producir átomos de flúor. La conversión de un mol de átomos de flúor en iones de flúor es un proceso exotérmico, por lo que este paso desprende energía (la afinidad electrónica) y se muestra como decreciente a lo largo del eje y. Ahora tenemos un mol de cationes Cs y un mol de aniones F. Estos iones se combinan para producir fluoruro de cesio sólido. El cambio de entalpía en este paso es el negativo de la energía de red, por lo que también es una cantidad exotérmica. La energía total implicada en esta conversión es igual a la entalpía de formación determinada experimentalmente, ΔHf°,ΔHf°, del compuesto a partir de sus elementos. En este caso, el cambio global es exotérmico.

La ley de Hess también puede utilizarse para mostrar la relación entre las entalpías de los pasos individuales y la entalpía de formación. La Tabla 7.4 lo muestra para el fluoruro, CsF.

Entalpía de sublimación del Cs(s) Cs(s)Cs(g)Cs(s)Cs(g) ΔH=ΔHs°=76,5kJ/molΔH=ΔHs°=76,5kJ/mol
La mitad de la energía de enlace del F2 12F2(g)F(g)12F2(g)F(g) ΔH=12D=79,4kJ/molΔH=12D=79,4kJ/mol
Energía de ionización del Cs(g) Cs(g)Cs+(g)+eCs(g)Cs+(g)+e ΔH=IE=375,7kJ/molΔH=IE=375,7kJ/mol
Afinidad electrónica de F F(g)+eF(g)F(g)+eF(g) ΔH=EA=-328,2kJ/molΔH=EA=-328,2kJ/mol
Negativo de la energía de red de CsF(s) Cs+(g)+F(g)CsF(s)Cs+(g)+F(g)CsF(s) ΔH=−ΔHred=con dígito d?ΔH=−ΔHred=con dígito d?
Entalpía de formación de CsF(s), añadir los pasos 1–5 ΔH=ΔHf°=ΔHs°+12D+IE+(EA)+(ΔHred)Cs(s)+12F2(g)CsF(s)ΔH=ΔHf°=ΔHs°+12D+IE+(EA)+(ΔHred)Cs(s)+12F2(g)CsF(s) ΔH=-553,5kJ/molΔH=-553,5kJ/mol
Tabla 7.4

Así, la energía de la red puede calcularse a partir de otros valores. Para el fluoruro de cesio, utilizando estos datos, la energía de red es:

ΔHred=76,5+79,4+375,7+(-328,2)(-553,5)=756,9kJ/molΔHred=76,5+79,4+375,7+(-328,2)(-553,5)=756,9kJ/mol

El ciclo de Born-Haber también puede utilizarse para calcular cualquiera de las otras cantidades de la ecuación de la energía de la red, siempre que se conozca el resto. Por ejemplo, si la entalpía de sublimación relevante ΔHs°,ΔHs°, la energía de ionización (IE), la entalpía de disociación de enlace (D), la energía de red ΔHred, y la entalpía estándar de formación ΔHf°ΔHf° se conocen, el ciclo de Born-Haber puede utilizarse para determinar la afinidad electrónica de un átomo.

Las energías de red calculadas para los compuestos iónicos suelen ser mucho más altas que las energías de disociación de los enlaces medidos para los enlaces covalentes. Mientras que las energías de red suelen situarse en el rango de 600–4.000 kJ/mol (algunas incluso más altas), las energías de disociación de los enlaces covalentes suelen estar entre 150–400 kJ/mol para los enlaces simples. Sin embargo, hay que tener en cuenta que no son valores directamente comparables. En el caso de los compuestos iónicos, las energías de red están asociadas a muchas interacciones, ya que los cationes y los aniones se agrupan en una red extendida. En los enlaces covalentes, la energía de disociación del enlace está asociada a la interacción de solo dos átomos.

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