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La reacción de descomposición térmica de trans-3,6-dimetil-3,6-difenil-1,2,4,5-tetraoxaciclohexano (diperóxido cíclico de acetofenona, DPAF), en diferentes solventes (metanol, 1,4-dioxano, acetonitrilo y Mezclas de 2-propanol / benceno) en los rangos de concentración inicial y temperatura de (4.2-10.5) x 10-3 M y 140.0 a 185.0 ºC, respectivamente, sigue una ley cinética de pseudo primer orden hasta al menos 70% de conversión de DPAF. Se detecta un importante efecto disolvente sobre los valores de velocidad constante, los parámetros de activación (entalpía y entropía) y los productos de reacción obtenidos en diferentes solventes, lo que demuestra que la reacción se acelera en alcoholes.

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Los fenóxidos experimentan O-alquilación en solventes tales como DMSO, DMF, éteres y alcoholes. Sin embargo, en agua y trifluoroetanol hay una extensa alquilación en C. Estos últimos disolventes forman enlaces de hidrógeno particularmente fuertes con el átomo de oxígeno del anión fenolato. Esta fuerte solvatación disminuye la reactividad en el oxígeno y favorece la alquilación en C.

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La cantidad de alquilación en C se maximiza usando un haluro de alquilo en un disolvente menos polar o prótico. La mayoría de las operaciones sintéticas que implican enolatos de cetonas se llevan a cabo en THF o DME utilizando un bromuro de alquilo o yoduro de alquilo y se favorece la alquilación en C.

El tetrahidrofurano (THF) y el dimetoxietano (DME) son solventes ligeramente polares que son moderadamente buenos solventes catiónicos. La coordinación al catión metálico involucra los pares de electrones no compartidos de oxígeno. Estos solventes, debido a sus constantes dieléctricas más bajas, son menos efectivos en la separación de pares de iones.⁹

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Oxígeno versus alquilación de carbono en aniones enolatos ambidentales.

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Oxígeno versus alquilación de carbono en aniones enolatos ambidentales.

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Nucleófilo ambidental: un nucleófilo que puede formar nuevos enlaces en dos o más puntos de su estructura, generalmente debido a los contribuyentes de resonancia. Por ejemplo, los enolatos. La alquilación de un enolato puede ocurrir en carbono u oxígeno. Como la mayor parte de la carga negativa de un enolato está en el átomo de oxígeno, se podría suponer que la alquilación O dominaría. Varios factores además de la densidad de carga afectan la relación C/O-alquilación y normalmente es posible establecer condiciones de reacción que favorezcan la alquilación en el carbono.

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Solvatación diferencial de reactivos y estados de transición.

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Solvatación diferencial de reactivos y estados de transición.

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Los efectos solventes pueden modificar la energía de los reactivos y el estado de transición. La diferencia en la solvatación es la base de los cambios en energías de activación y velocidades de reacción. La reacción es más rápida en DMSO-agua que en etanol-agua.

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Los éteres corona aumentan la solubilidad de los materiales iónicos. Por ejemplo, en presencia de 18-corona-6, el fluoruro de potasio es soluble en benceno y actúa como un nucleófilo reactivo.

En ausencia del poliéter, el fluoruro de potasio es insoluble en benceno y no reacciona con los haluros de alquilo.

El aumento de la solubilidad y la reactividad resulta porque el compuesto iónico se disocia en un catión fuertemente complejo y un anión "desnudo".

El catión está protegido de la interacción cercana con el anión debido a la molécula de éter corona circundante no polar. Como resultado, el anión no está disuelto y tiene una energía relativamente alta y, por lo tanto, es altamente reactivo.

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Catalizadores de transferencia de fase y éter corona

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Catalizadores de transferencia de fase y éter corona

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Ejemplos particularmente llamativos del efecto de la solvatación específica se producen con los éteres corona. Estos poliéteres macrocíclicos solvatan específicamente cationes como K⁺ y Na⁺.

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Nucleofilicidad mejorada en disolventes apróticos polares.

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Nucleofilicidad mejorada en disolventes apróticos polares.

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Los cationes metálicos como K⁺ y Na⁺ están fuertemente solvatados por solventes apróticos polares como DMSO y DMF. Los átomos de oxígeno en estas moléculas actúan como donantes de electrones hacia los cationes. Las sales disueltas se disocian y, como resultado, los aniones son más reactivos porque están deficientemente solvatados y no están asociados con cationes.

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Ejemplo: Solvólisis del cloruro de t-butilo

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Ejemplo: Solvólisis del cloruro de t-butilo

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Los cambios de solvatación que tienen lugar durante la ionización del cloruro de t-butilo, S representa las moléculas de disolvente circundantes. Con el reactivo neutro ligeramente polar, solo hay una débil solvatación. A medida que se desarrolla la separación de carga en el estado de transición TS, las moléculas de disolvente se alinean con la orientación más favorable de los dipolos. Los iones cargados están fuertemente solvatados.

La constante dieléctrica puede ser un indicador deficiente de la capacidad de las moléculas de disolvente para facilitar la separación de carga en el TS. El hecho de que el carbono y el cloro permanezcan parcialmente unidos en el TS impide que las moléculas de disolvente intervengan realmente entre los centros de carga en desarrollo. Por lo anterior, las moléculas solventes deben estabilizar el desarrollo de carga actuando alrededor de la periferia del complejo activado.

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LA CONSTANTE DIELÉCTRICA Y EL MOMENTO DIPOLAR

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LA CONSTANTE DIELÉCTRICA Y EL MOMENTO DIPOLAR

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La constante dieléctrica de un solvente es un buen indicador de su capacidad para acomodar la separación de carga. La constante ε aparece en el denominador de la expresión de la fuerza electrostática de atracción de dos cargas de signo contrario (ley de Coulomb) y, por tanto, la atracción será menor cuanto mayor sea el valor de ε. Por esta razón, el agua es un disolvente muy disociante.8

El momento dipolar, μ, es una magnitud vectorial, por lo que se ve afectada por los ángulos de los enlaces y, en general, por la estructura molecular. Los compuestos altamente polares tienden a tener momentos dipolares grandes; mientras que los apolares, momentos dipolares pequeños.

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En estos solventes el hidrógeno está unido al carbono. Los solventes apróticos no polar no son muy efectivos para estabilizar el desarrollo de la separación de carga. Estas moléculas tienen pequeños momentos dipolares y no tienen hidrógenos capaces de formar enlaces de hidrógeno.

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Los solventes próticos contienen hidrógenos que forman enlaces de hidrógeno y pueden intercambiarse rápidamente (como los que están unidos a oxígeno, nitrógeno o azufre), tales como, agua, alcoholes, formamida y ácido fórmico, son fuertes donantes de enlaces de hidrógeno.⁷

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Como la mayoría de las reacciones orgánicas se realizan en solución, es importante reconocer algunas de las formas en que los solventes afectan el curso y la velocidad de las reacciones. 6

El resultado puede ser un incremento de la velocidad química o, a veces, una disminución.

Desde un punto de vista químico, rara vez el disolvente es totalmente inerte al medio de reacción, a menudo actúa e influye considerablemente en la velocidad de reacción e incluso puede modificar el mecanismo.

El efecto de los disolventes es muy pequeño en las reacciones de radicales libres, pero es muy importante en las reacciones heterolíticas sobre todo cuando hay especies cargadas.

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Ventura y su equipo,⁵ estudiaron los límites de aplicabilidad de DFT (Teoría funcional de la densidad) sobre cálculos de ΔH de sulfina. Emplearon la siguiente reacción isodésmica

Demostraron que los métodos DFT podrían proporcionar la estimación correcta de la entalpía de formación de sulfina, siempre que se elimine el error restante en la reacción isodésmica empleada. De acuerdo con los cálculos más recientes de CBS-QB3, que predicen un valor de -30±6 kJ/mol, los cálculos de DFT en reacciones isodésmicas predicen un valor de -38±10 kJ/mol.

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Es la energía del estado de transición en relación con los reactivos que determina la velocidad de reacción.

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Limitaciones en los datos de entalpía para predecir la reactividad.

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Limitaciones en los datos de entalpía para predecir la reactividad.

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La mayoría de las reacciones de interés se producen en solución, y la entalpía, la entropía y la energía libre asociadas con cualquier reacción dependen en gran medida del medio disolvente.

Los cálculos de MO y DFT generalmente se refieren a la molécula aislada (fase gaseosa).

Deben hacerse estimaciones de los efectos de la solvatación en los reactivos, productos, intermedios y estados de transición para aplicar datos termoquímicos experimentales o computacionales a las reacciones que ocurren en la solución.

Los datos ΔH no proporcionan información sobre la velocidad de una reacción química.

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Cáculos semiempíricos  para hidrocarburos aromáticos

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Cáculos semiempíricos  para hidrocarburos aromáticos

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Métodos Semiempíricos como AM1 (Austin Modelo 1) y PM3 (Modelo parametrizado número 3) se han utilizado para una serie de hidrocarburos aromáticos policíclicos. En los cálculos semiempíricos, una de las principales    aproximaciones radica en suponer que el comportamiento químico depende   exclusivamente de los electrones que se localizan en la capa de valencia.4
Ambos métodos pueden calibrarse internamente mediante correlaciones de mínimos cuadrados, que mejoran el error promedio a 1.3 kcal/mol para AM1 y 2.1 para PM3.

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Se define como un proceso en el cual el número de enlaces formales de cada tipo se mantiene constante; es decir, hay el mismo número de enlaces C − H, C = C, C = O, etc., a cada lado de la ecuación

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Datos termodinámicos de los cálculos de MO y DFT

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Datos termodinámicos de los cálculos de MO y DFT

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Los cálculos de MO y DFT proporcionan otro enfoque para obtener datos termodinámicos. Estos cálculos ofrecen una comparación de algunos ΔHf calculados con valores experimentales para algunos hidrocarburos simples. Los errores absolutos son pequeños para métodos como G2, CBS-Q y CBS-QB. Hay algunos indicios de que los cálculos de B3LYP tienden a subestimar la estabilidad de los hidrocarburos a medida que aumenta el tamaño de la molécula.

Los métodos de MO también se pueden usar para calcular los calores de reacción comparando los calores de formación de reactivos y productos.

El cálculo de los calores de formación y los calores de reacción se realiza con frecuencia sobre la base de reacciones isodésmicas.

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Para poder aceptar los datos calculados deben estar acorde con los criterios de aceptancia.

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Las moléculas flexibles como los hidrocarburos acíclicos a menudo muestran bajas barreras de rotación, lo que indica la presencia de bajos niveles de energía de rotación. Dado que los incrementos de grupo se basan en moléculas rígidas. Solo el incremento de grupo C-CH₃ posiblemente contiene una corrección para las barreras bajas, ya que los grupos metilo unidos a moléculas rígidas muestran barreras rotacionales comparables a los grupos metilo unidos a compuestos más flexibles.

La energía de activación para la transferencia de una conformación a otra se denomina barrera rotacional o de potencial

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Cálculo de la entalpía de formación por la mecánica molecular

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Cálculo de la entalpía de formación por la mecánica molecular

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Los cálculos de MM tienen específicamente en cuenta la geometría molecular, incluidas las interacciones no enlazadas y dipolares. Las interacciones de Van der Waals se describen en términos de funciones de energía y parámetros que describen la interacción de los átomos que se aproximan.

Los calores de formación se calculan como la suma de las energías de enlace y otros incrementos de estabilización y desestabilización (por ejemplo, deformación) para la estructura.

Van Duin y su grupo,³ presentan cálculos de entalpía mediante la geometría de la molécula. Usaron cálculos ab initio con la base 6-31G* para producir datos 'experimentales' confiables sobre ángulos de valencia en hidrocarburos pequeños.  Además, el cálculo ab initio produce información sobre toda la estructura.

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La energía de estabilización SE relativa al metilo se asigna como:

SE [Me.]=1/2(89.8-89.8)=0

SE [Et.]=1/2(89.8-87.7)=1.1

SE [i-Pr.]=1/2(89.8-87)=1.4

SE [t-Bu.]=1/2(89.8-82.4)=3.7

El orden de estabilización radical: alquilo> alquenilo> alquinilo y alilo> bencilo> terciario> secundario> primario. Las energías de estabilización radical están en el orden inverso del correspondiente Energías de Disociación de enlace.

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Se estima a partir de las energías de enlace o energías de disociación de diversas sustancias, empleando esta expresión:

En esta ecuación se relacionan la electronegatividad con la entalpía de disociación de enlaces homolíticos y toma en cuenta la tendencia relativa de A y B a distorsionar la distribución igual de electrones de enlace, generando un dipolo entre A y B, y está dada por el cuadrado de la diferencia en su electronegatividad (∆χ) ² = (χ[A] - χ [B])². El factor 23 es una constante de proporcionalidad para unidades de kcal mol⁻¹.

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Relaciones entre energías de enlace y electronegatividad 

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Relaciones entre energías de enlace y electronegatividad 

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Linus Pauling menciona que la diferencia en la electronegatividad entre dos átomos unidos contribuye a la fuerza del enlace.

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Calcular ΔH de la siguiente reacción
CH ₃ CH ₂-H  +  F ₂  produce  CH ₃ CH ₂-F  +  H-F

-ΔH (Kcal/mol) = (113.1+109)-(100.5-38) = 222.1-138.5=- 83.6

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CÁLCULO DE ENTALPÍA DE FORMACIÓN Y ENTALPÍA DE REACCIÓN

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CÁLCULO DE ENTALPÍA DE FORMACIÓN Y ENTALPÍA DE REACCIÓN

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Un enfoque directo para la estimación de ΔH para una reacción es aplicar la relación termodinámica fundamental.

La anterior ecuación puede ser aproximada por
*BDE (Por sus siglas en inglés Energías de Disociación de enlace)

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La tabla a anterior muestra la entalpía promedio de enlace simple de elementos. Los enlaces a H siguen la tendencia esperada de aumentar la fuerza del enlace con una diferencia de electronegatividad creciente. El fuerte enlace C-H es un factor importante en la estabilidad de los hidrocarburos y otras moléculas orgánicas.

El entorno molecular inmediato afecta significativamente la energía de enlace. Para los hidrocarburos, la energía de disociación del enlace C-H depende del grado de sustitución e hibridación del átomo de carbono.

La disminución de la fuerza de enlace refleja la creciente estabilidad de los radicales de carbono más altamente sustituidos. La variación en las fuerzas de unión está relacionada con la estabilidad de los radicales resultantes. A menor energía de disociación mayor estabilidad de radical.

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CÁLCULO DE ENTALPÍA DE FORMACIÓN Y ENTALPÍA DE REACCIÓN

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CÁLCULO DE ENTALPÍA DE FORMACIÓN Y ENTALPÍA DE REACCIÓN

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Disociación de enlace Homolítica: la energía requerida para romper un enlace específico en una molécula con un electrón yendo a cada uno de los átomos.
Los enlaces C-C son considerablemente más fuertes que los otros enlaces homonucleares para los elementos de la segunda fila. En la medida que el número de electrones compartidos aumenta, la longitud del enlace se acorta y la energía de enlace aumenta. También podemos notar que los enlaces en los dihalógenos son relativamente débiles, con una tendencia algo irregular con respecto a la posición en la tabla periódica F₂ < Cl₂ > Br₂ > I₂.

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RELACIÓN ENTRE ESTRUCTURA Y ESTABILIDAD TERMODINÁMICA PARA ALQUENOS

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RELACIÓN ENTRE ESTRUCTURA Y ESTABILIDAD TERMODINÁMICA PARA ALQUENOS

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El efecto estabilizador de la ramificación y la sustitución de doble enlace y se mantienen de manera bastante general, excepto cuando la ramificación o la sustitución dan como resultado repulsiones de van der Waals, que tienen un efecto desestabilizador.

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RELACIÓN ENTRE ESTRUCTURA Y ESTABILIDAD TERMODINÁMICAPARA HIDROCARBUROS

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RELACIÓN ENTRE ESTRUCTURA Y ESTABILIDAD TERMODINÁMICAPARA HIDROCARBUROS

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La ramificación de la cadena aumenta la estabilidad de los alcanos. La ramificación de la cadena hace que la molécula sea más compacta y, por lo tanto, disminuye el área superficial. Por lo tanto, las fuerzas de atracción intermoleculares que dependen del área de la superficie, también se vuelven pequeñas en magnitud, lo que resulta en cadenas ramificadas. La estabilidad de la molécula aumenta cuando la energía disminuye.

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Paso 5: suma la energía de enlaces rotos y formados

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Paso 5: suma la energía de enlaces rotos y formados

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Del Paso 2 y del Paso 4, se tiene que 1046 kJ/mol de de energía requerida para romper enlaces y -1172 kJ/mol de energía liberada al formar enlaces. De la suma de estos valores se obtiene para la entalpía de reacción:

ΔHrxn​ = energía agregada para romper los enlaces de los reactivos+ energía liberada al formarse los enlaces de los productos

=1046kJ/mol + (−1172kJ/mol)

=− 126kJ/mol

Puesto que la entalpía de reacción de la hidrogenación del propeno es negativa, se dice que la reacción es exotérmica.

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Paso 4: encontrar la energía total liberada para formar nuevos enlaces

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Paso 4: encontrar la energía total liberada para formar nuevos enlaces

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Combinando los valores del Paso 1 obtenemos:

energía liberada para formar los enlaces de los productos=−346kJ/mol+(2×−413kJ/mol)=−1172kJ/mol
para la energía total que se libera en la formación de los enlaces nuevos.

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En esta reacción se forman un enlace C−C y dos enlaces C−H

nuevos. Usando una tabla de referencia (y al tener en cuenta que estamos formando enlaces en lugar de romperlos), nos encontramos con que la entalpía del enlace C−C es de 346 kJ/mol, y la entalpía para cada uno de los enlaces C−H es de 413kJ/mol. Para encontrar la energía liberada al formar estos enlaces, se multiplican las entalpías de enlace por -1. También, puesto que hay dos enlaces C−H, tendremos que multiplicar este valor por 2

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Paso 2: encuentra la energía total necesaria para romper los enlaces

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Paso 2: encuentra la energía total necesaria para romper los enlaces

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Combinando los valores del Paso 1 obtenemos:

Energía agregada para romper enlaces=610 kJ/mol + 436 kJ/mol = 1046 kJ/mol
como la energía total requerida para romper los enlaces necesarios en los gases propeno e hidrógeno.

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Encontrar la entalpía de reacción de la hidrogenación del propeno.
Paso 1: identifica los enlaces rotos
En esta reacción se rompe un enlace C=C y un enlace H-H
Usando una tabla de referencia, la entalpía del enlace C=C es de

610 kJ/mol y la entalpía del enlace H−H es 436 kJ/mol

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Para un compuesto dado es una constante física

Es independiente del proceso de síntesis

Los valores de ΔHo f son aditivos

ΔHo f (kcal/mol) puede ser medido directa o indirectamente.

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La medida termodinámica de la estabilidad molecular es ΔHo f, la entalpía estándar de formación, que proporciona la entalpía del compuesto en relación con el estado de referencia de sus elementos constituyentes en condiciones estándar de 1 atm y 298 K. Para cada elemento, una forma particular se le asigna una entalpía (contenido de energía potencial) de 0.
* Los ΔHo f para muchos compuestos se encuentra tabuladas de acuerdo con datos experimentales.

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Entalpía es una medida de la estabilidad de la molécula y está determinado por la fuerza de los enlaces químicos en la estructura.

Entropía especifica el cambio en el orden (probabilidad) asociado con la reacción.

La energía libre de la reacción, ΔG, determina la posición del equilibrio. Se define mediante la ecuación.
ΔG=  ΔH - TΔS

Donde ΔH es el cambio de entalpía y ΔS es el cambio de entropía para la reacción. Un valor positivo de ΔS se acompaña por un incremento
en el desorden del sistema. Un término TΔS positivo
conduce a una ΔG que es más negativa que ΔH y una K más
grande de lo esperado con base sólo en consideraciones de entalpía.
A la inversa, un valor negativo de ΔS da una K más pequeña de lo esperado.

ΔG = -RTlnK

Donde K es la constante de equilibrio para la reacción:

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EFECTO DEL SOLVENTE EN LA FOTOOXIDACIÓN DE LA AMODIAQUINA CON OXÍGENO MOLECULAR SINGULETE

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EFECTO DEL SOLVENTE EN LA FOTOOXIDACIÓN DE LA AMODIAQUINA CON OXÍGENO MOLECULAR SINGULETE

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Este estudio muestra constantes de velocidad química, kr, para la reacción entre amodiaquina y O2(1Dg), medidas en varios solventes. El efecto del solvente sobre la constante de velocidad (LSER) muestra que kr aumenta en solventes con alta capacidad de estabilizar cargas y solventes aceptores de protones.

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La ley de Hess y el cambio en la entalpía de una reacción

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Ley de Hess y el cambio en la entalpía de una reacción

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Relación Energía y enlace

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ENLACE - ENERGIA

Qu es un enlace qumico? No existen respuestas simples, ms bien podemos crear modelos que respondan a las diferentes propiedades fsicas que se puedan medir. Entre estas, resaltan los puntos de fusin, durezas, conductividad elctrica uy conductividad trmica. Adems, para determinar la distribucin de carga en molculas, por ejemplo, podemos estudiar su comportamiento en un campo elctrico.. Por ltimo, podemos obtener informacin sobre la "estabilidad o fuerza" de un enlace en una molcula, midiendo la energa de enlace, que es la energa necesaria para romper el enlace especfico en la molcula. En otros casos, podemos estimar la fuerza de la unin qumica tratando los tomos participantes como cargas elctricas y usando la ley de coulomb.

Por ejemplo, analicemos NaCl, compuesto qumico de uso comn, muy estable, que funde a 800C. Esta tremenda estabilidad, obviamente, tiene que ver con la atraccin de cargas (+) y (-) que forman lo que conocemos como enlace inico. La energa de interaccin irnica la podemos calcular de manera simple usando la ley de Coulomb en la forma

E = 2.3110-19

Q1 Q2

J nm

---------

r

en que Q1 y Q2 son las cargas inicas (+1 , +2 , -1, etc.) y r es la distancia de separacin en nm. En el caso de NaCl se estima que existen evidencias para considerar esta sal como cercana a Na+ y Cl- separados a 2.76 (0.276 nm) por lo que la energa inica vale
LA UNION COVALENTE

E = 2.3110-19

(+)(-)

= -8.3710-19

J

= -504

kJ

---------

-------

-------

0.276

átomo

mol

donde el signo - final indica que la fuerza es atractiva. As, el par-inico posee una energa ms baja que la de los iones separados.

En realidad lo que hemos visto es la manera como una fuerza de enlace ( inico en este caso del NaCl) se manifiesta cuando dos tomos de naturaleza muy distinta reaccionan para formar una molcula con cargas muy diferentes. Sin embargo, tambin cabe preguntarse, cmo se manifiesta la fuerza de un enlace entre tomos idnticos, en los que no existe separacin de carga? Para responder esta pregunta, fijmonos en la formacin de una molcula H2 como lo seala la figura. As, cuando los tomos se acercan, electrostticamente van a existir dos trminos desfavorables (repulsin entre dos ncleos de carga (+) y entre dos electrones de carga (-) ) y un trmino favorable grande (atraccin de cada electrn por ambos ncleos de H ). Para saber del predominio de estos trminos, cul es ms fuerte por ejemplo, recordemos que en la naturaleza existe el principio que cualquier sistema, al formarse deber alcanzar su menor estado de energa posible. As un enlace se formar slo si los dos tomos H separados tienen una mayor energa que los tomos unidos. Experimental y tericamente para la molcula H2 , esto es as y la distancia de separacin del mnimo de la curva es la que se conoce como distancia de enlace

Obviamente este valor es caracterstico para cada molcula y existirn tantas distancias como posibilidades de formacin de molculas sea posible. Adems, en el caso de H 2 , en que de acuerdo a lo mostrado en la figura, los electrones "permanecen bastante tiempo " a lo largo de la lnea de unin, se dir que los e- 's son compartidos por los ncleos de la molcula formando as un enlace covalente
POLARIDAD DE ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR
Tambin existen enlaces no covalentes o parcialmente covalentes en los casos de molculas formadas por tomos diferentes ( H-X por ejemplo), dependiendo esta clasificacin de la diferencias de electronegatividad entre los tomos constituyentes (por ejemplo, entre H y X) como lo seala el cuadro a continuacin.
d+ -- F d- y se dice que es dipolar, o bien que posee un momento dipolar. Este se representa generalmente por una flecha cuyos extremos van desde

En general, una molcula compuesta de tomos distintos, muestra enlaces con un cierto grado de polaridad dependiente de la diferencia de electronegatividades. En el caso de HF, realmente es Hd+ ------> d- . En el caso de molculas poliatmicas, stas tambin muestran un comportamiento dipolar. Por ejemplo, en la molcula de agua sabemos que realmente es como se muestra en la figura, porque el O tiene mayor electronegatividad que H y cuando se pone dentro de un campo elctrico generado por una pila, la molcula se ubica de la manera que se muestra. Claramente, este resultado est de acuerdo con la suma vectorial de los dipolos a lo largo de cada enlace que forman un ngulo por lo que la suma de los dos vectores produce un dipolo resultante segn se seala.

Un comportamiento similar se observa para NH 3 , generando un momento dipolar resultante de la contribucin de cada uno de los dipolos Nd- --Hd+ . No obstante, no todas las molculas formadas por heterotomos son polares, a pesar de que cada enlace en particular, sea polar. Ocurre que la contribucin de cada uno, en forma vectorial, termina anulndose recprocamente debido a la suma vectorial. Un ejemplo de este caso es la molcula CO 2 , con una distribucin de carga como la que se muestra y que, debido a la naturaleza opuesta de sus dipolos, no posee momento dipolar resultante.
ENERGÉTICA DE ENLACES COVALENTES
Si bien ya hemos presentado las formas polares y no polares de estos enlaces, conviene ahora estudiar el balance energtico. Para empezar, digamos que 1652 kJ de energa son necesarias para romper todos los enlaces de la molcula metano, CH 4 , y mantener aparte los tomos participantes.

CH 4 (g) + 1652 kJ ------> C(g) + 4H(g) DH = 1652 kJ

Desde otro punto de vista, tambin podemos afirmar que 1652 kJ de energa se desprenden en la reaccin de formacin de Metano CH a partir de un mol de C(gas) y 4 moles de H (atmico, gas).

C(g) + 4H(g) - 1652 kJ -------> CH 4 (g) DH = -1652 kJ

Puesto que la molcula Metano representa 4 uniones C-H, entonces podemos tener una energa promedio de estabilizacin del CH 4 en la forma 1652/4 [kJ/mol] = 413 por cada enlace promedio C-H en Metano

Realmente, los valores de cada C-H son algo diferentes, ya que como resulta obvio, romper el primer C-H es ms fcil que romper el segundo, el tercer C-H ya es errtico y as sigue, como lo demuestra la siguiente Tabla los resultados experimentales:

PROCESO

ENERGÍA REQUERIDA kJ/mol

CH 4 (g) --> CH 3 (g) + H(g)

435

CH 3 (g) --> CH 2 (g) + H(g)

453

CH 2 (g) --> CH(g) + H(g)

425

CH(g) --> C(g) + H(g)

339

TOTAL 1652

PROMEDIO 1652/4 = 413

La siguiente Tabla muestra los valores de las energas de enlace, en kJ / mol (1 kcal = 4.184 kJ), donde se ha determinado lo que corresponde a cada enlace en diversas molculas y luego se ha tomado el promedio para c / u y vemos que en la prctica, todos son diferentes. Los dobles, triples, son ms fuertes en cuanto a la energa necesaria para romperlos.

ENERGÍA DE ENLACE PROMEDIO, kJ/mol

Tambin existe una relacin entre la longitud de enlace, el tipo de enlace y la energa de enlace, como se muestra a continuacin. Se cumple que en la medida que el nmero de electrones compartidos aumenta, la longitud del enlace se acorta y la energa de enlace aumenta.

LONGITUDES DE ALGUNOS ENLACES

Enlace Tipo de
Enlace Longitud
(pm) Energía de
Enlace (kJ/mol)

C C

triple

120

839

C N

triple

116

891

ENTALPÍAS DE REACCIÓN Y ENERGÍA DE ENLACE

Los valores de las energas de enlace se pueden ocupar para estimar el valor de la energa de una reaccin qumica. El siguiente ejemplo as lo demuestra,

H 2 (g) + F 2 (g) -------> 2HF(g)

Esta reaccin requiere que se rompan enlaces H - H y F - F para que se forme el enlace H - F. Para romper enlaces, energa debe ser incorporada al sistema - proceso endotrmico, signo (+). En la formacin del enlace H - F, energa se desprende , proceso exotrmico, de modo que la energa de formacin de enlace lleva signo (-). As, el cambio de entalpa DH para la reaccin vale DH = Suma Energas para romper enlaces (signo +) MAS Suma Energas para formar enlace (signo -).

Para el caso de la reaccin en estudio, produce

DH = 1 mol 432 kJ/mol + 1 mol 154 kJ/mol - 2 mol 565 kJ/mol = -544 kJ/mol

esto es, 544 kJ por mol se desprenden durante la reaccin!. El valor obtenido usando calores experimentales de Tablas Termodinmicas, da 542 kJ / mol , lo que seala que nuestra forma de calcular es bastante buena.

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ENLACE - ENERGIA Qu es un enlace qumico? No existen respuestas simples, ms bien podemos crear modelos que respondan a las diferentes propiedades fsicas que se puedan medir. Entre estas, resaltan los puntos de fusin, durezas, conductividad elctrica uy conductividad trmica.

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Estabilidad de alquenos

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Estabilidad en los alquenos | Química orgánica | Khan Academy en Español

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Solvente prótico

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SN1 y SN2: solvente | Química orgánica | Khan Academy en Español

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