Tendenze nell'energia reticolare: dimensione e carica degli ioni

Un composto ionico è stabile a causa dell'attrazione elettrostatica tra i suoi ioni positivi e negativi. L'energia reticolare di un composto è una misura della forza di questa attrazione. L'energia reticolare (ΔHlattice) di un composto ionico è definita come l'energia richiesta per separare una mole del solido negli ioni gassosi che la compogono. Per il cloruro di sodio solido ionico, l'energia reticolare è la variazione di entalpia del processo:

Convenzioni

In questo caso viene utilizzata la convenzione secondo cui il solido ionico viene separato in ioni, il che significa che le energie reticolari saranno endotermiche (valori positivi). Un altro modo è utilizzare una convenzione equivalente ma opposta, in cui l'energia del reticolo è esotermica (valori negativi) e descritta come l'energia rilasciata quando gli ioni si combinano per formare un reticolo. Pertanto, assicurati di confermare quale definizione viene utilizzata quando cerchi le energie reticolari in un altro riferimento. In entrambi i casi, una grandezza maggiore dell'energia reticolare indica un composto ionico più stabile. Per il cloruro di sodio, ΔHreticolo = 769 kJ. Pertanto, sono necessari 769 kJ per separare una mole di NaCl solido negli ioni Na^+ e Cl^– gassosi. Quando una mole di ioni gassosi Na+ e Cl^– forma NaCl solido, vengono rilasciati 769 kJ di calore.

Legge di Coulomb ed energia del reticolo

L’energia reticolare ΔHreticolo di un cristallo ionico può essere espressa dalla seguente equazione (derivata dalla legge di Coulomb, che governa le forze tra le cariche elettriche):

ΔHreticolo = C(Z^+)(Z^−)/R_o

in cui C è una costante che dipende dal tipo di struttura cristallina; Z+ e Z– sono le cariche degli ioni e Ro è la distanza interionica (la somma dei raggi degli ioni positivi e negativi). Pertanto, l'energia reticolare di un cristallo ionico aumenta rapidamente all'aumentare delle cariche degli ioni e alla diminuzione delle dimensioni degli ioni. Quando tutti gli altri parametri sono mantenuti costanti, raddoppiando la carica sia del catione che dell'anione si quadruplica l'energia reticolare.

Esempi

1. L'energia reticolare di LiF (Z^+ e Z^– = 1) è 1023 kJ/mol, mentre quella di MgO (Z^+ e Z^– = 2) è 3900 kJ/mol (R_o è quasi la stessa — circa 200 pm per entrambi i composti) .
2. Differenti distanze interatomiche producono differenti energie reticolari. Ad esempio, confrontare l'energia reticolare di MgF_2 (2957 kJ/mol) con quella di MgI_2 (2327 kJ/mol) per osservare l'effetto sull'energia reticolare della dimensione ionica più piccola di F– rispetto a I–.
3. La preziosa gemma rubino è ossido di alluminio, Al2O3, contenente tracce di Cr^3^+. Il composto Al_2Se_3 viene utilizzato nella fabbricazione di alcuni dispositivi a semiconduttore. In questi due composti ionici, le cariche Z^+ e Z– sono le stesse, quindi la differenza nell'energia reticolare dipende da R_o. Poiché lo ione O_2– è più piccolo dello ione Se2–, Al2O3 ha una distanza interionica più breve di Al_2Se_3 e ha, quindi, un’energia reticolare maggiore.
4. Un altro esempio è l'ossido di zinco, ZnO, rispetto a NaCl. ZnO ha un'energia reticolare maggiore perché i valori Z sia del catione che dell'anione in ZnO sono maggiori e la distanza interionica di ZnO è inferiore a quella di NaCl.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 7.5: Strengths of Ionic and Covalent Bonds.