Entalpies d'enllaç: recompte i estat de l'aigua

Una entalpia d’enllaç és positiva perquè trencar un enllaç requereix energia. Això no impedeix que una reacció sigui exotèrmica: després es formen altres enllaços i la seva formació allibera energia. El signe final depèn del balanç entre les dues sumes.

Aquesta pràctica se centra en comptar enllaços i conservar l’estat físic. No utilitzarem una llista de reaccions de formació per aplicar la llei de Hess, sinó estructures moleculars i valors mitjans d’energia d’enllaç proporcionats expressament per als exercicis.

Una estimació amb condicions explícites

La relació de treball és ΔH ≈ suma de les energies dels enllaços trencats − suma de les energies dels enllaços formats. Els valors mitjans permeten estimar la reacció entre espècies gasoses; no substitueixen automàticament dades termodinàmiques específiques de cada molècula.

Pots consultar el fonament a la secció d’energies d’enllaç d’OpenStax. Els valors numèrics següents es fixen com a dades didàctiques arrodonides: no els presentem com una taula universal ni com constants exactes per a tots els entorns químics.

Enllaç	Energia mitjana utilitzada
H–H	436 kJ/mol
C–H	413 kJ/mol
C–C	347 kJ/mol
C=C	614 kJ/mol
O=O	498 kJ/mol
C=O en CO₂, per a aquesta estimació	799 kJ/mol
O–H	463 kJ/mol

El terme mol de la unitat es refereix a mols d’enllaços del tipus indicat. Una molècula amb quatre enllaços C–H aporta quatre vegades el valor quan comptem un mol d’aquelles molècules.

Primer exercici: hidrogenar un doble enllaç

Reacció. C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g). Estima ΔH per mol de reacció tal com està escrita.

A l’etè hi ha quatre enllaços C–H i un C=C. A l’età hi ha sis C–H i un C–C. Per tant, en el recompte complet trenquem 4 C–H, 1 C=C i 1 H–H, i formem 6 C–H i 1 C–C.

Podem cancel·lar algebraicament els quatre C–H comuns de les dues sumes, perquè utilitzem el mateix valor mitjà per a tots. Així:

ΔH ≈ (614+436)−(347+2·413) = 1050−1173 = −123 kJ/mol de reacció.

El resultat negatiu correspon a una estimació exotèrmica. No hem afirmat que el mecanisme real trenqui simultàniament tots els enllaços de totes les molècules. La comptabilitat és una ruta energètica formal per estimar la diferència entre reactius i productes.

Si reaccionen 0,40 mol d’etè amb prou hidrogen i conversió completa segons aquest model, la variació d’entalpia estimada és 0,40·(−123) = −49,2 kJ. La quantitat extensiva canvia amb els mols; el valor per mol de reacció no.

Segon exercici: combustió i aigua gasosa o líquida

Reacció gasosa. CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g).

Trenquem quatre C–H i dos O=O. La suma és 4·413+2·498 = 2648 kJ/mol de reacció.

Formem dos C=O al CO₂ i quatre O–H a les dues molècules d’aigua. La suma és 2·799+4·463 = 3450 kJ/mol de reacció.

L’estimació queda ΔH ≈ 2648−3450 = −802 kJ/mol de reacció. El coeficient dos davant de l’aigua multiplica tots els seus enllaços, no només l’oxigen.

Dada addicional del problema. A la temperatura considerada, suposem ΔH de condensació de l’aigua igual a −44 kJ/mol. Si el producte final són dos mols d’aigua líquida, cal afegir la condensació de tots dos:

ΔH estimada amb H₂O(l) ≈ −802+2·(−44) = −890 kJ/mol de reacció.

No hem trencat enllaços O–H per condensar. La correcció descriu el canvi d’estat i les interaccions entre molècules, mentre l’aigua conserva la seva identitat química. El valor −44 és una dada fixada per a l’exercici, no una entalpia de condensació independent de la temperatura.

Tercer exercici: deduir un valor mitjà desconegut

Dades. Per a C₂H₆(g) → C₂H₄(g)+H₂(g), una estimació experimental de referència és +124 kJ/mol de reacció. Conserva D(C–C)=347, D(C–H)=413 i D(H–H)=436 kJ/mol. Dedueix quin valor de D(C=C) faria coincidir el model amb aquesta dada.

Cancel·lem quatre C–H entre reactius i productes. L’equació queda:

124 = [347+2·413]−[D(C=C)+436].

Per tant, D(C=C) = 347+826−436−124 = 613 kJ/mol.

Aquest valor ajustat és proper als 614 utilitzats abans, però no hem descobert una constant exacta de tots els dobles enllaços. Hem determinat el paràmetre que fa quadrar una reacció concreta dins d’un model que utilitza altres valors mitjans.

Si els altres valors o la dada de referència tinguessin incertesa, el resultat també en tindria. Donar moltes xifres decimals no augmentaria la precisió física de l’estimació.

Com auditar el recompte abans de calcular

Dibuixa cada estructura i anota quants enllaços de cada tipus té una molècula. Multiplica després pel coeficient estequiomètric. Comprova que el recompte d’àtoms es conserva abans de sumar energies.

A continuació, encercla l’estat físic de l’aigua i dels altres productes. Si algun canvi d’estat no està incorporat, indica la correcció necessària o limita la resposta a la reacció gasosa.

El pilar d’enllaç químic ajuda a separar enllaços covalents i interaccions intermoleculars. Si el problema proporciona entalpies de reaccions completes, la pràctica de llei de Hess utilitza una eina diferent de la que hem aplicat aquí.

Preguntes freqüents

Trencar un enllaç allibera energia?

No. Trencar l’enllaç requereix energia; formar-lo allibera energia. Una reacció exotèrmica allibera més energia en formar els productes que la que necessita el recompte de ruptura.

Les energies mitjanes d’enllaç donen una entalpia exacta?

No. Proporcionen una estimació perquè el valor real depèn de l’entorn molecular i de les condicions del sistema.

Puc utilitzar directament el resultat gasós si l’aigua final és líquida?

No. Has d’incorporar el canvi d’estat amb les dades adequades o indicar que el resultat només correspon a aigua gasosa.

Compta estructures i declara l’estat final

Refes el primer exercici sense cancel·lar enllaços fins al final i comprova que recuperes −123 kJ/mol. Després explica per què la condensació fa més negativa la segona estimació. Per practicar aquest balanç amb altres blocs de Química, consulta Química per a les Illes Balears i la informació de compra del curs.