- Este artículo trata sobre la energía de red.
- En primer lugar, veremos la definición de energía de red.
- Después, hablaremos de las tendencias de la energía reticular.
- Después, hablaremos de cómo calcular la energía reticular.
Definición de energía reticular
Antes de sumergirnos en la energía de red y su definición, repasemos el enlace iónico. Los enlaces iónicos suelen producirse entre un metal y un no metal cuando hay una transferencia de electrones entre elementos con diferencias significativas de electronegatividad. En otras palabras, si la diferencia de electronegatividad supera 1,7, se formará un enlace iónico.
Laelectronegatividad se refiere a la capacidad de un átomo concreto de atraer electrones hacia sí.
En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta a lo largo de un periodo y aumenta hacia arriba en un grupo (figura 1).
Figura 1. Tendencias de la tabla periódica: Electronegatividad, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
¡Veamos un ejemplo!
¿El enlace del cloruro potásico (KCl) es iónico o covalente?
Lo primero que tenemos que hacer es fijarnos en los valores de electronegatividad del potasio (K) y del cloro (Cl). El potasio tiene un valor EN de 0,8, mientras que el cloro tiene un valor EN de 3,0.
Ahora podemos calcular la diferencia de electronegatividad entre ambos.
$$ \text{Diferencia en EN = 3,0 - 0,8 = 2,2} $$
Como la diferencia es superior a 1,7, ¡el enlace en el KCl es un enlace iónico!
Los compuestosiónicos son los que contienen enlaces iónicos. Estos compuestos son frágiles y tienen puntos de fusión y ebullición elevados. Son sólidos a temperatura ambiente y forman una estructura reticular cristalina.
Los sólidosiónicos son los que están formados por iones unidos por enlaces iónicos.
A continuación se muestra la estructura de red cristalina del cloruro potásico (KCl) (figura 2). Observa que el catión (K+) rodea al anión (Cl-) por todos lados.
Figura 2. Estructura reticular del KCl, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
Para romper los sólidos iónicos, se necesita mucha energía cinética para romper los enlaces que existen entre los iones. Aquí es donde entra en juegola energía de red.
La energía de red(\( \Delta H_{latt}^{\Theta}\)) es la energía necesaria para separar 1 mol de un compuesto iónico en iones gaseosos.
Por ejemplo, la energía de red para la reacción entre el magnesio y el cloro es de 2536 kJ mol-1.
$$ \text{MgCl}_{2}(s)\longrightarrow \text{Mg}^{2+} (g)\text{ + 2Cl}^{-}(g)\text{ } $$
Si en su lugar tuviéramos la formación de MgCl2, la energía de red seguiría siendo la misma, ¡pero sería negativa debido a la liberación de energía!
Tendencias de la energía de red
Veamos ahora las tendencias de la energía de red. El primer factor que afecta a la energía de red es la carga de los iones, y cuanto mayor sea la carga iónica, mayor será la energía de red. Esto se debe a que los iones de mayor carga tienden a tener una mayor atracción entre sí. Por tanto, se libera más energía cuando se forman enlaces entre ellos.
En cuanto al radio iónico, la tendencia general es que los iones más pequeños (radios iónicos pequeños) tendrán una energía de red más elevada. ¿Y por qué? Porque la atracción entre los iones es mayor a medida que disminuye la distancia entre ellos.
Ecuación de la energía reticular
Podemos utilizar estas tendencias para predecir qué sólido iónico tendría la mayor energía de red mediante la siguiente ecuación:
$$ \text{Energía de red} \propto \frac{q_{1}{veces q_{2}} }{r} $$
Predice cuál de los siguientes elementos tendría la mayor energía de red y ordénalos de menor a mayor energía de red.
- LiI
- CsBr
- MgCl2
- ZnO
En primer lugar, tenemos que escribir las cargas de cada uno de estos iones.
- Li+1 e I-1
- Cs+1 y Br-1
- Mg2+ y Cl-1
- Zn2+ y O2-
Ahora, como la energía de la red es proporcional a \( \frac{q_{1}\times q_{2} }{r} \) (y r no varía), primero podemos intentar hacer una estimación basándonos en las cargas. Como el ZnO es el que tiene el mayornúmero de cargas , tendrá la mayor energía de red.
Ahora bien, si dos compuestos tienen las mismas cargas (como ocurre en el caso del LiI y el CsBr), el que tenga los iones más pequeños tendrá mayor energía. Por tanto, el orden de menor a mayor energía de red es:
$$ \text{CsBr < LiI < MgCl}_{2}\text{ < ZnO} $$
Cálculo de la energía de red
Resulta que la energía de red no puede determinarse experimentalmente. Pero, para calcular la energía de red termodinámica de los sólidos iónicos, podemos utilizar el ciclo de Born-Haber.
El ciclo de Born-Haber es un método utilizado para calcular la energía de red o entalpía de formación de los compuestos iónicos formados a partir de iones gaseosos.
El ciclo de Born-Haber supone que el producto final es el compuesto iónico sólido. Por tanto, el ciclo comienza siempre con los elementos en su estado estándar. Después, los elementos se convierten en iones gaseosos y, por último, se convierten en una red sólida.
La figura 4 muestra el diagrama básico del ciclo de Born-Haber para la reacción de un metal (X) con un halógeno diatómico (X2).
$$ \text{M (s) + }\frac{1}{2}\text{X}_{2} \flecha derecha \text{MX(s)} $$
Figura 4. Ciclo de Born-Haber, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
Al principio, tenemos una reacción química para la formación de HX (s) en condiciones normales. La primera parte consiste en cambiar el metal sólido a estado gaseoso y convertir X2 en X.
- La energía absorbida/liberada cuando el metal sólido se convierte en metal gaseoso se denomina entalpía de sublimación.
- La energía absorbida/liberada para cambiar X2 en X se conoce como entalpía de disociación.
Entonces, los elementos gaseosos se convierten en iones gaseosos. La energía absorbida/liberada por el metal gaseoso en este proceso se denomina energía de ionización, mientras que la energía absorbida/liberada por el halógeno (g) se denomina afinidad de electrones. Por último, la energía liberada en la formación de HX a partir de los iones gaseosos M+ y X- ¡es la energía de red!
¡La entalpía de formación es la suma de todas las energías (1,2,3,4 y 5) del ciclo de Bohr Haber!
Energía de red del NaCl
Ahora que sabemos cómo funciona el ciclo de Born-Haber, veamos el diagrama del ciclo de Bohr-Haber para la formación de cloruro sódico (NaCl). Observa que la energía de red del NaCl es de - 788 kJ.
El signo negativo significa que la energía se libera cuando se forma el NaCl (s).
Figura 5. Ciclo Born-haber del NaCl, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
Para calcular la energía de red a partir del ciclo de Born-Haber, utilizamos la siguiente ecuación
$$ \text{Energía de red (U) = }\Delta H_{f} \text{ - ( }\Delta H_{sub} \text{ + }\Delta H_{diss} \text{ + } IE \text{ + }EA ) $$
Por tanto, si utilizáramos los distintos valores de energía para calcular la energía, obtendríamos -788 kJ.
$$ \text{-Energía de red (U) }= \text{- 411 kJ- (122 kJ+ 108 kJ+ 496 kJ - 349 kJ)} =\text{- 788 kJ} $$
Importancia de la energía reticular
Entonces, ¿cuál es la importancia de la energía de red en la formación de una sal? La energía de red ayuda a los químicos a determinar la fuerza de los sólidos iónicos y cuánta energía se necesita para formar un sólido iónico a partir de iones gaseosos, ¡o romper el enlace iónico para convertir el sólido iónico en sus iones gaseosos!
Ahora, ¡espero que hayas podido comprender un poco mejor el concepto de energía reticular!
Energía reticular - Puntos clave
- Los enlaces iónicos suelen producirse entre un metal y un no metal cuando hay una transferencia de electrones entre elementos con diferencias significativas de electronegatividad.
- Cuanto mayor sea la carga de los iones, mayor será la energía de red.
- Los iones más pequeños (radios iónicos pequeños) tendrán mayor energía de red.
- El ciclo de Born-Haber es un método utilizado para calcular la energía de red de los compuestos iónicos formados a partir de iones gaseosos.
Referencias
- Theodore Lawrence Brown, Eugene, H., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2018). Química : la ciencia central (14ª ed.). Pearson.
- House, J. E., & Kathleen Ann House. (2016). Química inorgánica descriptiva. Amsterdam ; Boston ; Heidelberg ; London ; New York ; Oxford ; Paris ; San Diego ; Singapore ; Sydney ; Tokyo Elsevier.
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