Stabilité des systèmes ioniques utilisant les cycles de Born Haber

L'enthalpie standard de sublimation est le changement d'enthalpie qui se produit lorsqu'une mole de substance à l'état solide est convertie directement à l'état gaseous. Cette conversion doit avoir lieu à température et pression constantes. Elle est exprimée en kilo joule par mole.

Enthalpy de sublimation est toujours supérieure à l'enthalpie de fusion et à l'enthalpie de vaporisation. En fait, l’enthalpie de sublimation est égale à la somme de l’enthalpie de fusion et de l’enthalpie de vaporisation. Enthalpy de sublimation du dioxyde de carbone est de 32,3 kj/mol.

L'enthalpie standard d'évaporation est la quantité d'énergie nécessaire pour convertir une mole de substance à l'état liquide en état gaseous à température et pression constantes. Elle est exprimée en kilo joule par mole. On l'appelle également chaleur de vaporisation. Enthalpy d'évaporation de l'acétone est de 31,3 kj/mol.

L'enthalpie standard de fusion est le changement d'enthalpie qui résulte de la fourniture de l'énergie nécessaire pour convertir une mole d'une substance de l'état solide à l'état liquide. Le terme fusion signifie faire fondre. La température à laquelle se produit la transition du solide au liquide est le point de fusion. Il n’y a aucun changement de température pendant le processus.

Par exemple, Enthalpy de fusion de la glace est de 6,02 kj/mol. Cela signifie que six virgule zéro deux kilojoules par mole de chaleur sont nécessaires pour convertir une mole de glace en liquide au point de fusion de zéro Celsius. L'enthalpie standard de fusion du chlorure de sodium est de vingt-huit virgule huit kilojoules par mole, soit 28,8 kj/mol.

En chimie, l'atomisation signifie rompre les liaisons entre les atomes d'un composé pour le convertir en atomes individuels à l'état gaseous. Alors, quelle est l’enthalpie d’atomisation ? L'enthalpie standard d'atomisation est le changement d'enthalpie lorsqu'un élément dans son état standard est atomisé pour produire une mole d'atomes à l'état gaseous. On le note ΔatH.

Par exemple, l’enthalpie standard d’atomisation de l’hydrogène est de 218 kj/mol.

Enthalpy de première ionisation est le changement d'enthalpie lorsque le premier électron est retiré de la couche de valence d'un atome gaseous isolé. Le changement d’enthalpie se produit lorsqu’une mole d’électrons est retirée d’une mole d’atomes gaseous isolés. N'oubliez pas que, de chaque atome gaseous isolé, seul le premier électron de valence est retiré. C'est ainsi que l'enthalpie standard de première ionisation est calculée. Elle est exprimée en kilo joule par mole.

L'enthalpie d'ionisation standard du sodium est de 496 kj/mol. Cela signifie que quatre cent quatre-vingt-seize kilojoules d'enthalpie sont absorbés lorsqu'une mole d'électrons est retirée d'une mole d'atomes gaseous isolés. Il s'agit de la première enthalpie d'ionisation du sodium.

Le changement d'enthalpie lorsqu'un électron est ajouté à un atome gaseous isolé est appelé Enthalpy de gain d'électrons. Lorsqu'un électron est ajouté à un atome gaseous isolé, l'énergie est soit libérée, soit absorbée. Lorsqu'une mole d'atomes gaseous isolés gagne un électron, le changement d'enthalpie au cours du processus est calculé. Ce changement d’enthalpie est appelé enthalpie standard de gain d’électrons.

L'enthalpie standard de gain d'électrons de l'oxygène est de -141 kj/mol. Comme nous pouvons le voir, pour l’ajout d’un autre électron à O⁻le changement d'enthalpie est positif. Cela est dû à la répulsion entre les électrons en raison de l’augmentation du nombre d’électrons. En outre, après avoir ajouté un électron à un atome gaseous isolé, l’ajout d’un autre électron nécessite de l’énergie.

Le changement d'enthalpie lorsqu'une mole d'un composé ionique se dissocie en ses ions en phase gaseous est appelé enthalpie réticulaire standard d'un composé ionique. Nous pouvons également définir l'enthalpie du réseau comme le changement d'enthalpie lorsqu'une mole de composé ionique est formée à partir de ses ions gaseous. Le changement Enthalpy lorsqu'une mole d'un composé ionique se dissocie en ses ions est appelé enthalpie de dissociation du réseau. Le changement Enthalpy lorsqu'une mole d'un composé ionique est formée à partir de ses ions gaseous est appelé enthalpy of formation du réseau.

Dans l'illustration donnée, le chlorure de sodium se dissocie en ses ions à l'état gaseous. Ces ions sont l’ion sodium et l’ion chlorure. Son enthalpie de dissociation réticulaire standard est de 787 kj/mol. enthalpy of formation du chlorure de sodium est de -787 kj/mol.

L'enthalpie du réseau ne peut pas être mesurée directement. Pour calculer l'enthalpie du réseau, nous utilisons le cycle de Born-Haber. Dans le cycle de Born-Haber, nous utilisons la loi de Hess pour calculer l'enthalpie du réseau des composés ioniques. Vous devez être familier avec enthalpy of formation, l'enthalpie d'ionisation, l'enthalpie d'atomisation, l'affinité électronique, l'enthalpie de dissociation et l'enthalpie du réseau. Après avoir discuté de tous ces termes, nous allons maintenant procéder au calcul de l’enthalpie du réseau du chlorure de sodium en utilisant le cycle de Born-Haber.

Dans l'illustration donnée, nous pouvons voir qu'un cycle est dessiné montrant toutes les enthalpies mentionnées. La première étape montre l’ enthalpy of formation du chlorure de sodium à partir de ses constituants dans leur état élémentaire. Ces constituants sont le sodium à l’état solide et le chlore à l’état gaseous. Enthalpy de formation du chlorure de sodium est de -410,9 kj/mol.

La deuxième étape indique la formation d’atomes de sodium et d’atomes de chlore à l’état gaseous. Nous allons donc calculer l'enthalpie d'atomisation du sodium qui est un métal et l'enthalpie de dissociation du chlore qui est un non-métal. Enthalpy d'atomisation du sodium est de 107 kj/mol. Enthalpy d'atomisation du chlore est de 122 kj/mol.

La troisième étape indique la formation d'ions sodium et d'ions chlorure à l'état gaseous à partir d'atomes de sodium et d'atomes de chlore à l'état gaseous. Nous déterminerons l'énergie d'ionisation du sodium et l'affinité électronique du chlore. C'est parce que l'électron est retiré du sodium pour former un ion sodium. Et un électron est ajouté au chlore pour former un ion chlorure. L'enthalpie d'ionisation du sodium est de 495 kj/mol | plus quatre neuf cinq kilojoules par mole. L'enthalpie d'affinité électronique du chlore est de -349 kj/mol.

La quatrième étape indique la formation de chlorure de sodium à partir de ses ions gaseous. Comme nous le savons, le changement d’enthalpie qui se produit lorsqu’un composé ionique est formé à partir de ses ions gaseous est appelé enthalpie de réseau standard. Nous allons maintenant calculer cette enthalpie du réseau. Comme nous pouvons l'observer dans l'illustration, le sodium et le chlore dans leur état élémentaire sont convertis en chlorure de sodium solide lors de la première étape. Alternativement, le sodium et le chlore dans leur état élémentaire sont d'abord atomisés, puis ionisés et enfin convertis en chlorure de sodium solide en passant par une série d'étapes.

On peut dire que la première étape est égale à la somme de la deuxième étape, de la troisième étape et de la quatrième étape. Plus précisément, nous pouvons dire que enthalpy of formation est égale à la somme de l'enthalpie d'atomisation, de l'énergie d'ionisation du métal et de l'affinité électronique du non-métal et de l'enthalpie du réseau du chlorure de sodium. En réorganisant la formule donnée dans l'illustration, nous pouvons trouver l'enthalpie du réseau du composé ionique.

Ainsi, l'enthalpie réticulaire du chlorure de sodium est calculée dans l'illustration. enthalpy of formation du chlorure de sodium est de -785,9 kj/mol.