¿Alguna vez te has preguntado si un compuesto que se encuentra en estado gaseoso puede convertirse en un sólido? Bien, pues... ¡Sí puede! ¿Te interesa esto? Pues antes de aprender cómo y por qué esto es posible, es necesario que tengas ciertos conceptos claros, sobre todo, es importante que hayas aprendido más sobre la energía reticular o energía de red y, como consecuencia, necesitarás aprender información sobre los ciclos de Born-Haber. ¡Sigue leyendo si esto te interesa!
- En este artículo, descubrirás la diferencia entre la energía reticular y la entalpía de disociación.
- Veremos los cambios en la entalpía de atomización y la entalpía de formación.
- A continuación, aprenderás a dibujar un ciclo de Born-Haber.
- Finalmente, sabrás hacer los cálculos del ciclo de Born-Haber y cómo calcular la energía reticular, mediante ejemplos.
¿Qué son los ciclos de Born-Haber?
Un ciclo de Born-Haber es un modelo teórico que utilizamos para calcular la entalpía de la red. Lo hacemos comparando los cambios de entalpía implicados en la formación de una red iónica, a partir de sus iones gaseosos con la entalpía estándar de formación del compuesto iónico.
Energía reticular o energía de red
Como dijimos en la introducción:
La energía reticular (\(\Delta H_{LE}\)) es el cambio de entalpía que supone la formación de un mol de red iónica a partir de iones gaseosos en condiciones de estado estándar.
Por tanto, llamamos energía reticular a la medida de la fuerza entre los enlaces de los iones de una red iónica. Asimismo, también se puede decir que:
La energía reticular (\(\Delta H_{LE}\)) es el cambio de entalpía implicado cuando un mol de una red iónica se rompe para formar sus iones gaseosos dispersos en condiciones de estado estándar.
El estado estándar termodinámico de una sustancia es su forma más pura y estable, bajo presión estándar (1 atm) y a 25℃ (298 K). Los estados estándar se representan con el símbolo 0 o 𝛉. A veces, los estados estándar se denominan condiciones estándar. No hay que confundir esto con la TPE.
¿Por qué tenemos dos definiciones para la energía reticular? Recuerda que la energía cambia, no solo cuando se rompen los enlaces, sino también cuando se forman —hay que tener en cuenta que cuanto mayor sea la energía reticular, más estable será el compuesto—. Consideramos que los enlaces en un compuesto iónico están completamente rotos solo cuando los iones están en estado gaseoso. Esto, porque las partículas están tan separadas que consideramos que tienen fuerzas intermoleculares insignificantes.
Lo anterior, en un diagrama de energía, se vería así:
Fig. 1: Energía de red.
Como vimos, una de las definiciones considera la formación de un enlace iónico a partir de iones gaseosos, y la otra considera la ruptura de un enlace iónico para hacer iones gaseosos.
Por eso, para no confundirnos, decimos esto en su lugar:
- La energía de formación de la red es el cambio de energía implicado en la formación de un mol de una red iónica, a partir de iones gaseosos en condiciones de estado estándar.
- La energía de disociación de la red es el cambio de energía que se produce cuando un mol de una red iónica se rompe, para formar sus iones gaseosos dispersos en condiciones de estado estándar.
Solo es necesario conocer una de estas definiciones de energía reticular: la energía de formación de red o la energía de disociación de red.
La importancia de la energía reticular radica en que ayuda a los científicos a predecir la solubilidad de un compuesto iónico en el agua. Pero, como no podemos medir directamente el cambio en la energía reticular, es imposible medir las energías reticulares; por eso, decimos que son valores experimentales. Esto se debe a que calculamos la energía reticular utilizando los cambios de entalpía que podemos medir.
Discutamos estos cambios de entalpía y cómo los utilizamos en un ciclo de Born-Haber.
Cambios de entalpía
Observa el ciclo de Born-Haber que aparece a continuación: ¿cuántos cambios de entalpía diferentes puedes detectar?
Fig. 2: Ciclo de Born-Haber.
Es posible que hayas detectado los siguientes cambios de entalpía:
- Entalpía de formación (\(\Delta H°_f\)).
- Energía de ionización.
- Entalpía de enlace.
- Afinidad de los electrones.
Cuando dibujamos un ciclo de Born-Haber, intentamos rellenar el mayor número posible de estos valores. Mediante la Ley de Hess podemos utilizarlos para calcular la energía reticular, siempre que empecemos en el mismo lugar del ciclo:
- Energía reticular (vía directa) = Entalpía de formación + Entalpía de atomización - Energía de ionización - Entalpía de enlace - Afinidad electrónica (vía indirecta)
En resumen, los ciclos de Born-Haber utilizan los cambios de entalpía que se pueden medir para calcular la energía reticular, un cambio que no se puede medir. Ya hemos tratado tres de estas entalpías: la energía de ionización, la afinidad electrónica y la entalpía de enlace. Para calcular los ciclos de Born-Haber, también necesitarás conocer la entalpía de cambio de formación, así como la entalpía de atomización.
Entalpía de formación
La entalpía molar estándar de formación (\(\Delta H°_f\)) es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de un compuesto, a partir de sus elementos en sus estados estándar. También la llamamos cambio de entalpía estándar de formación.
Hagamos un ejercicio, para entenderlo mejor:
Escribe una ecuación para la entalpía de formación del agua:
La entalpía de formación del agua sería el cambio de energía cuando el hidrógeno y el oxígeno se unen para hacer un mol de H2O, como se muestra a continuación:
\[H_{2(g)}+\frac {1}{2}O_{2(g)}\rightarrow H_2O_{(l)} \qquad \Delta H°_f=-286\ kJ\cdot mol^{-1}\]
Cuando escribes una ecuación para el cambio de entalpía de formación debes terminar con un mol del compuesto. Está bien si tienes que escribir una fracción en el lado izquierdo de la ecuación para hacerlo.
Entalpía de atomización
La entalpía estándar de atomización (\(\Delta H°_{at}\)) es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de átomos gaseosos, a partir de su elemento en su estado estándar.
Entalpía de sublimación
La entalpía de sublimación es la misma entalpía de atomización, pero cuando se trata de sólidos que se convierten en gases monoatómicos al evaporarse.
El cambio de entalpía de sublimación (\(\Delta H°_s\)) es el cambio de entalpía cuando pasa de estado sólido a gaseoso (sin pasar por estado líquido) un mol de una sustancia en condiciones estandar.
El cambio de la entalpía de sublimación es igual a la suma de los cambios de entalpía del proceso de fusión del sólido al líquido y el proceso de vaporización del líquido a gas.
Antes de poder formar iones gaseosos en un ciclo de Born-Haber, hay que atomizar los elementos que forman el compuesto. Esto significa que se toman los elementos en sus estados estándar y se convierten en gases monatómicos, como se muestra a continuación:
\[\frac {1}{2}Cl_{2(g)}\rightarrow Cl_{(g)} \qquad \Delta H°_{at}=+122\ kJ\cdot mol^{-1}\]
Los valores de la entalpía de atomización son siempre positivos, porque se necesita energía para romper los enlaces entre los átomos y convertirlos en átomos gaseosos. En otras palabras: \(\Delta H°_{at}\) es siempre endotérmica.
Energía de ionización y afinidad electrónica
Energía de ionización
Como sabes, los átomos se convierten en iones al perder o ganar electrones. Lo hacen para conseguir una capa de valencia completa. También has aprendido que la energía necesaria para desprender un electrón de la capa externa de un átomo se llama energía de primera ionización.
Afinidad electrónica
De forma opuesta a la energía de ionización —que es la requerida para desprender un electrón de la capa más externa del átomo—, llamamos afinidad electrónica a la energía que se libera del sistema cuando un átomo gana un electrón.
Debes incluir el cambio de energía cuando un átomo pierde un electrón (energía de ionización) y el cambio de energía cuando un átomo gana un electrón (afinidad electrónica), como pasos individuales en un ciclo de Born-Haber.
Al igual que con la energía de ionización y la afinidad de los electrones, ya conocemos las entalpías de formación y las entalpías de atomización estándar de muchos compuestos. Estos valores se introducen en el ciclo de Born-Haber cuando se calcula la energía reticular.
Entalpía de enlace
La entalpía de enlace es la cantidad de energía necesaria para romper un enlace covalente específico en un mol de una molécula en átomos separados en la fase gaseosa.
Debes conocer esta definición para tus exámenes, pero no se espera que incluyas los valores de entalpía de enlace en tus diagramas de Born-Haber.
Cómo dibujar un ciclo de Born-Haber
Como puedes ver, hay varios cambios de entalpía implicados cuando una red iónica se divide en sus iones gaseosos. Por tanto, al dibujar los ciclos de Born-Haber debemos mostrar estos cambios de entalpía en el siguiente orden:
- La entalpía de formación del compuesto.
- La entalpía de atomización de cada elemento.
- La primera energía de ionización del metal.
- Las entalpías de ionización posteriores (si procede).
- La primera afinidad electrónica del no metal.
- Afinidades electrónicas posteriores, si procede.
¿Por qué dibujamos los cambios de energía en ese orden? Recordarás que la energía de ionización convierte los átomos gaseosos en iones gaseosos. Por tanto, la primera energía de ionización no puede venir antes de la entalpía de atomización. Del mismo modo, la afinidad de los electrones debe venir después de la energía de ionización. Para que el no metal gane un electrón, el metal tiene que perder uno primero.
¡Parece que hay que recordar muchas cosas! No te preocupes: para ayudarte a ver cómo se conjuga todo, vamos a dibujar un ciclo de Born-Haber:
Construiremos un ciclo de Born-Haber para la entalpía de formación de la red del cloruro de potasio (KCl). Empezamos con el KCl, y damos la vuelta al ciclo, rellenando todas las diferentes entalpías hasta llegar de nuevo al principio. Utilizamos flechas hacia abajo para las entalpías exotérmicas y flechas hacia arriba para los cambios de entalpía endotérmicos.
Paso 1
Separa el cloruro de potasio (KCl) en los átomos de los elementos, utilizando la entalpía de formación:
\[KCl \rightarrow K_{(s)}+\frac {1}{2}Cl_{2(g)} \qquad \Delta H°_f\]
Fig. 3: Separación del sólido en los átomos de sus elementos.
Paso 2
Atomiza el potasio (K) utilizando la entalpía de atomización:
\[K_{(s)}+\frac {1}{2}Cl_{2}\rightarrow K_{(s)}+\frac {1}{2}Cl_{2(g)} \qquad \Delta H°_{at} (K)\]
Fig. 4: Cómo atomizar el elemento metálico (K).
Paso 3
Atomiza el cloro (Cl) utilizando la entalpía de atomización:
\[K_{(g)}+\frac {1}{2}Cl_{2(g)}\rightarrow K_{(g)}+Cl_{(g)} \qquad \Delta H°_{at} (Cl)\]
Fig. 5: Atomización del elemento no metálico.
Paso 4
Ioniza el potasio utilizando la primera energía de ionización:
\[K_{(g)}+Cl_{(g)}\rightarrow K^{+}_{(g)}+Cl_{(g)}+e^{-} \qquad EI_1\]
Fig. 6: Ionización del elemento metálico usando la energía de ionización.
Paso 5
Ioniza el cloro utilizando la primera afinidad electrónica:
\[K^{+}_{(g)}+Cl_{(g)}+e^{-}\rightarrow K^{+}_{(g)}+Cl^{-}_{(g)} \qquad AE_1\]
Fig. 7: Cómo ionizar el elemento no metálico usando la afinidad electrónica
Paso 6
Completa el ciclo con la energía reticular:
Fig. 8: Cómo completar el ciclo de Born-Haber para el cloruro de potasio.
¡Bien hecho! Has completado el ciclo de Born-Haber para el cloruro de potasio. Observa cómo hemos seguido los pasos, desde la entalpía de formación hasta la última afinidad electrónica. Los pasos para dibujar un ciclo de Born-Haber son siempre los mismos.
Como recapitulación aquí está el orden de los cambios de entalpía:
- La entalpía de formación del compuesto.
- La entalpía de atomización de cada elemento.
- La primera energía de ionización del metal.
- Las entalpías de ionización posteriores, si procede.
- Primera afinidad electrónica del no metal.
- Afinidades electrónicas posteriores (si procede).
Ciclos de Born-Haber - Puntos clave
- La energía reticular (\(\Delta H°_{LE}\)) es el cambio de entalpía implicado en la formación de un mol de red iónica, a partir de iones gaseosos en condiciones de estado estándar. La energía de disociación reticular es el cambio de entalpía que se produce cuando un mol de una red iónica se rompe para formar sus iones gaseosos dispersos en condiciones de estado estándar.
- La entalpía molar estándar de formación (\(\Delta H°_f\)) se refiere al cambio de entalpía cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar. También la llamamos cambio de entalpía estándar de formación.
- La entalpía estándar de atomización (\(\Delta H°_{at}\)) es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de átomos gaseosos, a partir de su elemento en su estado estándar; es conocida también como entalpía estándar de sublimación (\(\Delta H°_s\)), cuando la vaporización reduce todo el compuesto a partículas monoatómicas.
- Hay que incluir el cambio de energía cuando un átomo pierde un electrón (energía de ionización) y el cambio de energía cuando un átomo gana un electrón (afinidad electrónica), como pasos individuales en un ciclo de Born-Haber.
- Al dibujar los ciclos de Born-Haber debemos mostrar estos cambios de entalpía en el siguiente orden: entalpía de atomización de cada elemento, primera energía de ionización del metal, entalpías de ionización posteriores si procede, primera afinidad electrónica del no metal, afinidades electrónicas posteriores (si procede).
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