x –374 kJ/mol x ∆HI (K)+ ∆HEA (Cl) = 418 + (–349) = 69 kJ/mol –443

K+(g) + Cl–(g)
69 kJ/mol
①
K(g) + Cl(g)
➁
–443 kJ/mol
–374 kJ/mol
K+Cl–(g)
① ∆HI(K)+ ∆HEA(Cl) = 418 + (–349) = 69 kJ/mol
K2+(g) + 2Cl–(g)
➁
2790 kJ/mol
①
–4 × 443 =
–1772 kJ/mol
K2+(Cl–)2(g)
+1018 kJ/mol
K(g) + 2Cl(g)
① ∆HI1(K)+ ∆HI2(K)+ 2 × ∆HEA(Cl) =
418 + 3070 + 2 × (–349) = 3488 kJ/mol
Mg2+(g) + 2Cl–(g)
1488 kJ/mol
①
Mg+(g) + Cl–(g)
387 kJ/mol
Mg(g) + Cl(g)
①
–178 kJ/mol
① ∆HI1(Mg)+ ∆HEA(Cl) =
736 + (–349) = 387 kJ/mol
➁
–565 kJ/mol
Mg(g) + 2Cl(g)
➁
–4 × 565 =
–2260 kJ/mol
Mg+Cl–(g)
–772 kJ/mol
Mg2+(Cl–)2(g)
① ∆HI1(Mg)+ ∆HI2(Mg)+ 2 × ∆HEA(Cl) =
736 + 1450 + 2 × (–349) = 1488 kJ/mol
P+(g) + Cl–(g)
711 kJ/mol
①
➁
–420 kJ/mol
P+Cl–(g)
+291 kJ/mol
P(g) + Cl(g)
① ∆HI(P)+ ∆HEA(Cl) = 1060 + (–349) = 711 kJ/mol
Tabla 2.1. Longitudes medias de enlaces simples y múltiples en ångströms (1 Å = 10–10 m)
H–H
0,74
F–F
1,28
Cl–Cl 2,00
Br–Br 2,28
I–I
2,66
H–F
O–O
0,92
1,32
H–Cl
N–N
1,27
1,40
H–Br
C–C
1,42
1,54
H–I
N–O
1,61
1,36
O–H
C–O
0,94
1,43
N–H
C–N
0,98
1,47
C=C
1,34
N=O
1,15
C=O
1,22
C=N
1,27
C≡C
1,21
N≡O
1,08
C≡O
1,13
C≡N
1,15
C–H
1,10
Tabla 2.2. Entalpías medias de enlace en kilojulios por mol
H–H
436
F–F
158
Cl–Cl 242
Br–Br 193
I–I
151
H–F
O–O
565
157
H–Cl
N–N
431
163
H–Br
C–C
366
348
H–I
N–O
299
200
O–H
C–O
463
360
N–H
C–N
388
305
O=O
496
N=N
409
C=C
612
N=O
600
C=O
743
C=N
615
N≡N
944
C≡C
837
C≡O
1070
C≡N
891
C–H
412
H(g) + F(g)
258 kJ/mol
H—F
cov. pura
307 kJ/mol
①
➁
565 kJ/mol
➂
HF(g) Molécula real
F—H ↔ F– H+
1
H
< 1,0
1,0–1,4
1,5–1,9
2
Li Be
2,1
2,0–2,4
2,5–2,9
3,0–4,0
13
B
14
C
15
N
16
O
18
He
17
F Ne
1,0 1,5
2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
Na Mg
Al
3
Ca Sc
1,0 1,2
K
4
Ti
5
V
Si
P
S
Cl
Ar
6
7
8
9 10 11 12 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
0,9 1,0 1,3 1,4 1,5 1,6 1,6 1,7 1,7 1,8 1,8 1,6 1,7 1,9 2,1 2,4 2,8
Rb Sr
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In
Sn Sb Te
I
Xe
0,9 1,0 1,2 1,3 1,5 1,6 1,7 1,8 1,8 1,8 1,6 1,6 1,6 1,8 1,9 2,1 2,5
Cs Ba La Hf Ta W Re Os
Ir
Pt Au Hg Tl
Pb Bi Po At Rn
0,8 1,0 1,1 1,3 1,4 1,5 1,7 1,9 1,9 1,8 1,9 1,7 1,6 1,7 1,8 1,9 2,1
Fr Ra Ac
0,8 1,0 1,1
100%
Carácter iónico
80%
Enlaces iónicos
60%
40%
Enlaces
20% covalentes
0%
0
1
2
Diferencia de electronegatividad
3
Energía
E=0
Ip
Is
Isp = (Is + Ip)/2
2p
2sp
2s
2sp3
2p
2p
2sp
2s
Ejemplo
Hibridación del orbital
del C unido al H
Orden ascendente de electronegatividad del átomo de carbono
Electronegatividad de Mulliken
H3C–CH3
H2C=CH2
HC≡CH
sp3
sp2
sp
2,48
2,75
3,29
Energía
Energía media de los orbitales
s y p del átomo de carbono
2p
2sp2
χ<0
Energía total (en eV)
20
χ=0
25
χ>0
+
Cl
(tendencia a atraer
electrones)
15
I
10
5
Cl
0
Cl–
χM
EA
–5
–1
0
Carga (q)
1
3
F: 2η = 17,36 V/e
χM = 12,18 V
2
Energía total (en eV)
1
0
Cl: 2η = 11,30 V/e
χM = 9,38 V
–1
–2
–3
Cl
–4
–5
–1,2 –1,0 –0,8
F
–0,6 –0,4 –0,2
Carga (q)
0
0,2
E=0
χΜ
EA
Energía
LUMO
2η
I
HOMO
Tabla 2.4. Electronegatividades de algunos grupos
χM
χM
2η
Grupo
(en eV)
(en unid. Pauling)
(en V)
CH3
2,28
7,45
4,64
CH2 CH3
CF3
2,29
3,55
7,52
10,50
3,78
5,32
CCl3
CBr3
2,83
2,59
10,12
9,87
4,33
3,96
CI3
2,51
9,43
3,77
a)
+
–
+
–
+
–
b)
c)