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(reticoloΔH)di un composto ionico è definita come l’energia necessaria per separare una talpa del solido nei suoi ioni gassosi componenti.
Qui, la convenzione è usata dove il solido ionico è separato in ioni, il che significa che le energie del reticolo saranno endotermiche (valori positivi). Un altro modo è quello di usare 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, assicurarsi di confermare quale definizione viene utilizzata quando si cercano energie reticolari in un altro riferimento.
In entrambi i casi, una magnitudine maggiore per l’energia del reticolo indica un composto ionico più stabile. Per cloruro di sodio, reticolo ΔH= 769 kJ. Pertanto, richiede 769 kJ per separare una talpa di NaCl solido in Ioni Na+ e Cl gassosi. Quando una talpa ciascuno di Na+ gassoso e Cl– gli ioni formano NaCl solido, vengono rilasciati 769 kJ di calore.
Non è possibile misurare direttamente le energie del reticolo. Tuttavia, l’energia del reticolo può essere calcolata usando un ciclo termochimico. Il ciclo Born-Haber è un’applicazione della legge di Hess che suddivide la formazione di un solido ionico in una serie di singoli passaggi:
| Entalpia di sublimazione di Cs (s) | Cs (s) → Cs (g) | Δ H = ΔHs° = 76,5 kJ/mol | |
| Metà dell’energia di legame di F2 | 1/2 F2 (g) → F (g) | Δ H = 1/2 D = 79,4 kJ/mol | |
| Energia di ionizzazione di Cs (g) | Cs (g) → Cs+ (g) + e− | ΔH = IE = 375,7 kJ/mol | |
| Affinità elettronica di F | F (g) + e− → F− (g) | ΔH = EA = −328,2 kJ/mol | |
| Negativo dell’energia reticolare del QCS( s ) | Cs+ (g) + F− (g) → CSF (s) | ΔH = −ΔHreticolo = ? | |
| Entalpia di formazione di CsF (s), aggiungere i passaggi da 1 a 5 | Δ H = ΔHf° = ΔHs°+ 1/2 D + IE + (EA) + (−ΔHreticolo) Cs (s) + 1/2 F2 (g) → QCS (s) |
ΔH = −553,5 kJ/mol | |
Le energie reticolari calcolate per i composti ionici sono tipicamente molto più alte delle energie di dissociazione del legame misurate per i legami covalenti. Mentre le energie del reticolo rientrano tipicamente nell’intervallo 600 – 4000 kJ/mol (alcune ancora più alte), le energie di dissociazione del legame covalente sono tipicamente tra 150 e 400 kJ/mol per i singoli legami. Tieni presente, tuttavia, che questi non sono valori direttamente comparabili. Per i composti ionici, le energie del reticolo sono associate a molte interazioni, poiché formazioni e anioni si impacchettono insieme in un reticolo esteso. Per i legami covalenti, l’energia di dissociazione del legame è correlata all’interazione di soli due atomi.
L’energia reticolare di un cristallo ionico aumenta rapidamente con l’aumentare delle cariche degli ioni, e le dimensioni degli ioni diminuiscono. Quando tutti gli altri parametri sono mantenuti costanti, raddoppiare la carica sia della catione che dell’anione quadruplica l’energia del reticolo. Ad esempio, l’energia reticolare di LiF (Z+ e Z– = 1) è 1023 kJ/mol, mentre quella di MgO(Z+ e Z– = 2) è di 3900 kJ/mol (Ro =la distanza interionica definita come la somma dei raggi degli ioni positivi e negativi, è quasi la stessa — circa 200 pm per entrambi i composti).
Distanze interatomiche diverse producono diverse energie reticolari. Ad esempio, confrontare l’energia reticolare di MgF2 (2957 kJ/mol) con quella di MgI2 (2327 kJ/mol), che dimostra l’effetto sull’energia reticolare della dimensione ionica più piccola di F– rispetto a I–.
Il ciclo di Born-Haber può anche essere usato per calcolare una qualsiasi delle altre quantità nell’equazione per l’energia del reticolo, a condizione che il resto sia noto. Ad esempio, se l’entalpia rilevante della sublimazione ΔHs°, l’energia di ionizzazione (IE), l’entalpia di dissociazione del legame (D), l’energia del reticolo ΔHreticoloe l’entalpia standard di formazione ΔHf° sono noti, il ciclo di Born-Haber può essere usato per determinare l’affinità elettronica di un atomo.
Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 7.5: Strengths of Ionic and Covalent Bonds.
