Energías de enlace y estimación de ΔH

• La energía de enlace es la energía necesaria para romper 1 mol de un enlace covalente en fase gaseosa; siempre es positiva (romper absorbe energía).
• Formar un enlace libera la misma energía (proceso exotérmico, contribución negativa).
• La entalpía de reacción se estima sumando lo que cuesta romper y restando lo que se libera al formar:

$$\Delta H = \sum E(\text{enlaces rotos}) - \sum E(\text{enlaces formados})$$

• Los valores son promedios sobre muchas moléculas → el resultado es una estimación, no un valor exacto.
• El método solo es fiable cuando todos los reactivos y productos están en fase gaseosa.

• Si los enlaces formados son más fuertes (en conjunto) que los rotos → $\Delta H < 0$ → exotérmica.
• Si los enlaces rotos cuestan más que los que se forman → $\Delta H > 0$ → endotérmica.
• Orden de fortaleza para el mismo tipo de átomos: triple > doble > simple (más orden de enlace = más fuerte = más corto).
• Ejemplo con el nitrógeno, en $\text{kJ mol}^{-1}$:
  • triple $E(\text{N}\equiv\text{N}) = 945$
  • doble $E(\text{N}=\text{N}) = 418$
  • simple $E(\text{N}-\text{N}) = 163$

• Energías de enlace ($\text{kJ mol}^{-1}$): H–H $= 436$ · O=O $= 498$ · Cl–Cl $= 242$ · H–Cl $= 431$ · O–H $= 463$.
• C–H $= 414$ · C–C $= 346$ · C=C $= 614$ · C≡C $= 839$ · N–H $= 391$.

• Problema: Estima $\Delta H$ de $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\,\text{HCl}$, con $E(\text{H-H}) = 436$, $E(\text{Cl-Cl}) = 242$, $E(\text{H-Cl}) = 431\ \text{kJ mol}^{-1}$.
• Rotos (reactivos): 1 H–H y 1 Cl–Cl: $436 + 242 = 678\ \text{kJ}$.
• Formados (productos): 2 H–Cl (atención al coeficiente 2): $2 \times 431 = 862\ \text{kJ}$.
• $\Delta H = 678 - 862 = -184\ \text{kJ mol}^{-1}$ → exotérmica.

• Error frecuente: invertir la resta y escribir $\Sigma E_{\text{formados}} - \Sigma E_{\text{rotos}}$; el resultado sale con el signo cambiado.
• Error frecuente: olvidar multiplicar una energía de enlace por el coeficiente de la ecuación (p. ej., poner $431$ en vez de $2 \times 431$ para 2 H–Cl).
• Cuando el enunciado pide explicar por qué el valor calculado difiere del experimental: las energías son promedios y el método supone fase gaseosa; si hay líquidos o sólidos, el error es mayor.
• Para comparar dos moléculas sin calcular: mayor orden de enlace → más fuerte → más difícil de romper → mayor energía de activación esperada.