Cicle de Born-Haber

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Cicle de Born-Haber-Fajans pel fluorur de liti, LiF.

El cicle de Born-Haber o cicle de Born-Fajans-Haber[1] és un cicle termodinàmic que té la finalitat de determinar experimentalment les energies reticulars dels cristalls iònics de forma indirecta utilitzant la llei de Hess, ja que la seva determinació directa és difícil.

Aquest mètode fou proposat el 1919 per dos científics alemanys, el físic Max Born[2][3] i el químic Fritz Haber,[4] i pel físic i químic polac Kasimir Fajans,[5][6][7][8] que havien treballat de forma independent, en treballs publicats en el mateix exemplar de la mateixa revista.[1]

L'energia reticular, Ur, és l'energia implicada en la formació d'un cristall iònic a partir dels seus ions en estat gasós i separats una distància infinita.[9] Aquesta energia és difícil de determinar experimentalment, però Born, Fajans i Haber descobriren que es podia determinar a partir de mesures d'energies d'altres procesos que sí que es podien obtenir experimentalment. Aquest cicle termodinàmic consta de dos camins diferents. El punt de partida del dos camins són els elements químics en l'estat més estable en condicions estàndard (1 atm de pressió). El punt d'arribada és el cristall iònic. Hom seguirà l'exemple del fluorur de liti per descriure el cicle:

  • Camí 1:
Esquema de la formació d'un cristall de clorur de sodi a partir de clor gas i sodi metàl·lic.

Aquest camí només té una etapa. És el procés de formació del cristall iònic a partir dels elements en l'estat més estable en condicions estàndard (1 atm). L'energia implicada és l'entalpia de formació estàndard del cristall, ∆Hf0. És un procés generalment exotèrmic:

Li_{(s)} + \frac{1}{2} F_{2(g)} \xrightarrow{\triangle H_f^0} LiF_{(s)}
  • Camí 2:
Atomització del sodi
Etapa 1: En la primera etapa l'element químic metàl·lic ha de passar a estat gasós, per la qual cosa hom ha d'aportar energia ja que s'ha de rompre l'enllaç metàl·lic que uneix els àtoms, i que correspon a un procés de sublimació, això és, el pas de sòlid a vapor. També és un procés d'atomització ja que els àtoms del metall queden lliures en estat gasós. L'energia implicada és l'entalpia de sublimació, ∆Hs.
Li_{(s)} \xrightarrow{\triangle H_s} Li_{(g)}


Ionització del sodi
Etapa 2: La segona etapa consisteix en ionitzar el metall per a formar un catió, amb càrrega positiva, que sempre requereix una aportació d'energia per a tots els àtoms (procés endotèrmic). L'energia implicada en la ionització és denomina entalpia d'ionització, ∆Hi. El nombre d'electrons a retirar del metall dependrà de cada metall, habitualment un o dos, i menys habitualment valors superiors.
Li_{(g)} \xrightarrow{\triangle H_i} Li_{(g)}^+ + e^-


atomització de les molècules dels no metalls
Etapa 3: La següent etapa correspon a l'atomització de les molècules, habitualment diatòmiques, dels no metalls. És l'energia de dissociació, ∆Hd, de les molècules. També és un pas que requereix aportació d'energia (endotèrmic) ja que cal trencar un enllaç covalent fort. D'aquesta energia hom n'ha d'agafar la meitat perquè en el procés es produeixen dos àtoms i només se'n necessita un.
F_{2(g)} \xrightarrow{\triangle H_d} 2 F_{(g)}


Ionització del no metall
Etapa 4: Una vegada hom té els àtoms en estat gasós del no metall cal ionitzar-los. La ionització del no metall per formar un anió és un procés exotèrmic, és a dir que suposa un despreniment d'energia. L'energia implicada s'anomena afinitat electrònica, ∆He.
F_{(g)} + e^- \xrightarrow{\triangle H_e} F_{(g)}^-


Formació d'un cristall iònic
Etapa 5: La darrera etapa del Camí 2 correspon a la formació d'un cristall iònic a partir dels ions en estat gasós i separats una distància infinita. És el procés corresponent a la reacció química de la qual se'n vol determinar l'energia reticular. És un procés exotèrmic, que allibera energia.
Li_{(g)}^+ + F_{(g)}^- \xrightarrow{U_r} LiF_{(s)}

Finalment hom pot fer ara un balanç d'energies, gràcies a la llei de Hess, considerant que l'energia total implicada en el Camí 1 ha de ser igual a la implicada en el Camí 2. Experimentalment es poden determinar totes les energies excepte l'energia reticular, Ur, que resta com incognita i s'obté aïllant-la.[10][11]

 \triangle H_s + \triangle H_i + \frac{1}{2}\triangle H_d + \triangle H_e + U_r = \triangle H_f^0
 U_r = \triangle H_f^0 - \triangle H_s - \triangle H_i - \frac{1}{2}\triangle H_d - \triangle H_e

Aplicacions[modifica | modifica el codi]

Sí bé el cicle de Born-Fajans-Haber permet determinar l'energia reticular mitjançant altres tipus d'energies en la pràctica no s'empra per a tal fi. Generalment l'energia reticular es calcula mitjançant alguna de les fórmules teòriques (Born-Landé, Born-Mayer o Kapustinskii) i, una vegada obtinguda, s'empra el cicle per a determinar alguna de les altres magnituds. Les determinacions més habituals són:

  • Determinació d'afinitats electròniques, ∆He.
  • Avaluació de l'estabilitat de compostos desconeguts. En aquest cas es determina l'entalpia de formació del compost, ∆Hf0, la qual cosa dóna una orientació de la seva estabilitat. A menor valor major estabilitat.[12]

Referències[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Cicle de Born-Haber Modifica l'enllaç a Wikidata
  1. 1,0 1,1 Morris, D.F.C; Short, D.L. «The Born-Fajans-Haber Correlation». Nature, 224, 1969, pàg. 950-952.
  2. Born, M. Verhandl. Deut. Physik. Ges., 21, 1919, pàg. 13.
  3. Born, M. «Die Elektronenaffinität der Halogenatome». Verhandl. Deut. Physik. Ges., 21, 1919, pàg. 679-685.
  4. Haber, F. «Betrachtungen zur Theorie der Wärmetonüng». Verhandl. Deut. Physik. Ges., 21, 1919, pàg. 750-768.
  5. Fajans, K. Verhandl. Deut. Physik. Ges., 21, 1919, pàg. 539.
  6. Fajans, K. «Über Hydrationswärmen gasförmiger Atomionen». Verhandl. Deut. Physik. Ges., 21, 1919, pàg. 549-558.
  7. Fajans, K. «Bemerkungen zu neimen Arbeit: Über Hydrationswärmen gasförmiger Atomionen». Verhandl. Deut. Physik. Ges., 21, 1919, pàg. 709-713.
  8. Fajans, K. «Die Elektronenaffinität der Halogenatome und die Ionisierungsenergie der Halogenwasserstoffe». Verhandl. Deut. Physik. Ges., 21, 1919, pàg. 714-722.
  9. Gutiérrez, E. Química inorgánica. Reverté, 1985. ISBN 8429172157. 
  10. Huheey, J.E. Química Inorgànica. Principios de estructura y reactividad. México: Harla, 1981. ISBN 968-6034-13-7. 
  11. Díaz Peña, M.; Roig Muntaner, A. Química física. 1ª (en castellà). Madrid: Alhambra, 1983. ISBN 84-205-0256-1. 
  12. Valenzuela, C. Química general: introducción a la química teórica. Universidad de Salamanca, 1995. ISBN 9788474817836.