9.4:
El Ciclo de Born-Haber
9.4:
El Ciclo de Born-Haber
Energía Reticular
Un compuesto iónico es estable debido a la atracción electrostática entre sus iones positivos y negativos. La energía reticular de un compuesto es una medida de la fuerza de esta atracción. La energía de celosía (ΔHreticular) de un compuesto iónico se define como la energía requerida para separar un mol del sólido en los iones gaseosos que lo componen.
Aquí, la convención se usa donde el sólido iónico se separa en iones, significando que las energías de celosía serán endotérmicas (valores positivos). Otra manera es usar una convención equivalente, pero opuesta, en donde la energía reticular es exotérmica (valores negativos) y descrita como la energía liberada cuando los iones se combinan para formar una red. Por lo tanto, asegúrese de confirmar qué definición es usada cuando busque energías reticulares en otra referencia.
En ambos casos, una magnitud mayor para la energía de celosía indica un compuesto iónico más estable. Para el cloruro sódico, ΔHreticular = 769 kJ. Por lo tanto, se requieren 769 kJ para separar un mol de NaCl sólido en los iones gaseosos Na+ y Cl–. Cuando un mol de iones gaseoso Na+ y Cl– forman NaCl sólido, se liberan 769 kJ de calor.
Determinación de la energía Reticular de un Compuesto Iónico
No es posible medir la energía reticular directamente. Sin embargo, la energía reticular puede ser calculada usando un ciclo termoquímico. El ciclo Born-Haber es una aplicación de la ley de Hess que divide la formación de un sólido iónico en una serie de pasos individuales:
| Entalpía de sublimación de Cs (s) | Cs (s) → Cs (g) | ΔH = ΔHs° = 76,5 kJ/mol | |
| La mitad de la energía de enlace de F 2 | &frac; F2 (g) → F (g) | ΔH = &frac; D = 79,4 kJ/mol | |
| Energía de ionización de Cs (g) | Cs (g) → Cs+ (g) + e− | ΔH = EI = 375,7 kJ/mol | |
| Afinidad Electrónica de F | F (g) + e− → F− (g) | ΔH = AE = −328,2 kJ/mol | |
| Negativo de la energía de celosía del CsF (s) | Cs+ (g) + F− (g) → CsF (s) | ΔH = −ΔHreticular = ? | |
| Entalpía de formación de CsF (s), añadir los pasos 1–5 | ΔH = ΔHf° = ΔHs°+&frac; D +EI + (AE) + (−ΔHreticular) Cs (s) + &frac; F2 (g) → CsF (s) |
ΔH = −553,5 kJ/mol | |
- Considere los elementos en sus estados más comunes, Cs (s) y F2 (g).
- El ΔHs° representa la conversión del cesio sólido en un gas (sublimación), y luego la energía de ionización convierte los átomos de cesio gaseoso en cationes.
- En el siguiente paso, se debe tener en cuenta la energía necesaria para romper el enlace F–F para producir átomos de flúor.
- Convertir un mol de átomos de flúor en iones de flúor es un proceso exotérmico, por lo que este paso emite energía (la afinidad electrónica)
- Ahora, está presente un mol de cationes y un mol de aniones F. Estos iones se combinan para producir fluoruro de cesio sólido. El cambio de entalpía en este paso es el negativo de la energía de celosía, así que también es una cantidad exotérmica.
- La energía total implicada en esta conversión es igual a la entalpía de formación experimentalmente determinada, ΔHf°, del compuesto a partir de sus elementos. En este caso, el cambio general es exotérmico.
Las energías reticulares calculadas para compuestos iónicos son típicamente mucho más altas que las energías de disociación de enlace medidas para enlaces covalentes. Mientras que las energías de celosía suelen estar en el rango de 600 – 4000 kJ/mol (algunas incluso más altas), las energías de disociación del enlace covalente suelen estar entre 150 – 400 kJ/mol para enlaces simples. Sin embargo, tenga en cuenta que estos valores no son directamente comparables. Para los compuestos iónicos, las energías reticulares están asociadas con muchas interacciones, ya que los cationes y los aniones se empaquetan juntos en un retículo extendido. Para los enlaces covalentes, la energía de disociación de enlace está relacionada con la interacción de sólo dos átomos.
Energía reticular como una función del radio y de la carga iónica
La energía de celosía de un cristal iónico aumenta rápidamente a medida que aumentan las cargas de los iones y disminuyen los tamaños de los iones. Cuando todos los demás parámetros se mantienen constantes, al doblar la carga tanto del catión como del anión se cuadruplica la energía reticular. Por ejemplo, la energía de celosía de LiF (Z+ y Z– = 1) es de 1023 kJ/mol, mientras que la de MgO (Z+ y Z– = 2) es de 3900 kJ/mol (Ro = la distancia interiónica definida como la suma de los radios de los iones positivos y negativos, es casi la misma — alrededor de las 200 pm para ambos compuestos).
Las diferentes distancias interatómicas producen diferentes energías reticulares. Por ejemplo, compare la energía de celosía de MgF2 (2957 kJ/mol) con la de MgI2 (2327 kJ/mol), lo que demuestra el efecto del tamaño iónico más pequeño del F– sobre la energía de celosía en comparación con el I–.
Otras Aplicaciones del Ciclo de Born-Haber
El ciclo de Born-Haber también puede ser usado para calcular cualquiera de las otras cantidades en la ecuación para la energía de celosía, siempre que las demás sean conocidas. Por ejemplo, si la entalpía de sublimación relevante ΔHs°, la energía de ionización (EI), la entalpía de disociación de enlace (D), la energía reticular ΔHreticular y la entalpía estándar de formación ΔHf° se conocen, el ciclo de Born-Haber se puede utilizar para determinar la afinidad electrónica de un átomo.
Este texto es adaptado deOpenstax, Química 2e, Sección 7.5: Fortalezas de los Enlaces Iónicos y Covalentes.