Énergie de Liaison Ionique
Contexte : L'Énergie de Liaison IoniqueL'énergie de liaison ionique, ou énergie réticulaire, est une mesure de la force des liaisons dans un composé ionique. C'est l'énergie nécessaire pour dissocier une mole du composé en ses ions gazeux..
La stabilité des composés ioniques, tels que le sel de table (NaCl), est en grande partie due à la forte attraction électrostatique entre les ions de charges opposées dans le réseau cristallin. Cette stabilité est quantifiée par l'énergie réticulaire (\(U_{\text{ret}}\)), qui ne peut être mesurée directement. Cependant, en appliquant la loi de HessUn principe fondamental de la thermochimie qui stipule que la variation totale d'enthalpie pour une réaction est la même, que la réaction se fasse en une seule étape ou en plusieurs étapes., nous pouvons la déterminer indirectement à l'aide d'un cycle de Born-HaberUn cycle thermodynamique qui relie l'énergie réticulaire d'un composé ionique à son enthalpie de formation et à d'autres grandeurs thermodynamiques mesurables.. Cet exercice vous guidera à travers les étapes de construction de ce cycle pour le chlorure de sodium (NaCl) afin de calculer son énergie réticulaire.
Remarque Pédagogique : Cet exercice illustre comment des concepts thermodynamiques fondamentaux permettent de calculer des grandeurs théoriques essentielles pour comprendre la réactivité et la stabilité des composés chimiques.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre la définition et l'importance de l'énergie réticulaire.
- Identifier et décrire chaque étape énergétique du cycle de Born-Haber.
- Appliquer la loi de Hess pour relier les différentes enthalpies dans un cycle thermodynamique.
- Calculer une énergie réticulaire à partir de données thermochimiques.
Données de l'étude pour le Chlorure de Sodium (NaCl)
Cycle de Born-Haber pour NaCl
| Grandeur Thermodynamique | Réaction Associée | Valeur (kJ/mol) |
|---|---|---|
| Enthalpie de sublimation du sodium | \(Na_{\text{(s)}} \rightarrow Na_{\text{(g)}}\) | +108 |
| Énergie de dissociation du dichlore | \(Cl_{2\text{(g)}} \rightarrow 2 Cl_{\text{(g)}}\) | +242 |
| Énergie d'ionisation du sodium | \(Na_{\text{(g)}} \rightarrow Na^+_{\text{(g)}} + e^-\) | +496 |
| Affinité électronique du chlore | \(Cl_{\text{(g)}} + e^- \rightarrow Cl^-_{\text{(g)}}\) | -349 |
| Enthalpie de formation de NaCl | \(Na_{\text{(s)}} + \frac{1}{2} Cl_{2\text{(g)}} \rightarrow NaCl_{\text{(s)}}\) | -411 |
Questions à traiter
- Écrire les réactions chimiques correspondant à chaque étape du cycle de Born-Haber pour la formation de NaCl, en associant chaque réaction à sa variation d'enthalpie.
- En utilisant le schéma fourni et la loi de Hess, établir la relation mathématique qui lie l'enthalpie de formation (\( \Delta H_f^\circ \)) à toutes les autres grandeurs énergétiques du cycle.
- Isoler l'énergie réticulaire (\( U_{\text{ret}} \)) de l'équation établie précédemment.
- Calculer la valeur numérique de l'énergie réticulaire de NaCl en kJ/mol.
- Le signe de l'énergie réticulaire est-il conforme à ce que vous attendiez ? Justifiez en expliquant sa signification physique.
Les bases sur la Stabilité des Composés Ioniques
Pour résoudre cet exercice, deux concepts clés sont nécessaires : l'énergie réticulaire, qui mesure la stabilité d'un cristal ionique, et le cycle de Born-Haber, un outil puissant pour la calculer.
1. L'Énergie Réticulaire (\(U_{\text{ret}}\))
C'est la variation d'enthalpie associée à la formation d'une mole d'un composé ionique solide à partir de ses ions en phase gazeuse. Elle quantifie la force des interactions électrostatiques au sein du cristal. Une énergie réticulaire très négative indique un réseau cristallin très stable.
\[ Na^+_{\text{(g)}} + Cl^-_{\text{(g)}} \rightarrow NaCl_{\text{(s)}} \quad \Delta H = U_{\text{ret}} \]
2. Le Cycle de Born-Haber et la Loi de Hess
Le cycle de Born-Haber est une construction théorique qui décompose la formation d'un composé ionique en une série d'étapes dont les variations d'enthalpie sont connues. Il repose sur la Loi de Hess, qui stipule que la variation d'enthalpie totale d'une réaction chimique ne dépend que de l'état initial et de l'état final, et non du chemin réactionnel suivi. Ainsi, la somme des variations d'enthalpie pour toutes les étapes du cycle doit être nulle.
Correction : Énergie de Liaison Ionique
Question 1 : Réactions et enthalpies du cycle
Principe
Le concept physique est de décomposer une réaction complexe (la formation de NaCl solide à partir de ses éléments) en une série d'étapes élémentaires et hypothétiques dont les énergies sont connues ou peuvent être calculées, afin de visualiser le bilan énergétique global.
Mini-Cours
Chaque étape représente une transformation physique ou chimique précise : changement d'état (sublimation), rupture de liaison (dissociation), perte d'électron (ionisation), gain d'électron (affinité électronique). L'ensemble de ces étapes forme un chemin thermodynamique alternatif à la réaction de formation directe.
Remarque Pédagogique
Pensez au cycle de Born-Haber comme à la construction d'un LEGO. Pour construire la structure finale (NaCl), vous partez de briques de base (Na solide, Cl₂ gaz) et vous les transformez étape par étape (atomes gazeux, puis ions gazeux) avant de les assembler. Cette question consiste simplement à décrire chaque étape de transformation de vos briques.
Normes
En thermochimie, la "norme" est de travailler avec les enthalpies standards de réaction, notées avec le symbole '°'. Cela signifie que les données sont valables pour des conditions de référence précises : une pression de 1 bar et une température spécifiée (généralement 298.15 K ou 25 °C).
Hypothèses
On suppose que les données expérimentales fournies dans le tableau sont exactes et ont été mesurées dans les conditions standards, ce qui permet leur utilisation dans le cycle.
Donnée(s)
| Grandeur Thermodynamique | Réaction Associée | Valeur (kJ/mol) |
|---|---|---|
| Enthalpie de sublimation du sodium | \(Na_{\text{(s)}} \rightarrow Na_{\text{(g)}}\) | +108 |
| Énergie de dissociation du dichlore | \(Cl_{2\text{(g)}} \rightarrow 2 Cl_{\text{(g)}}\) | +242 |
| Énergie d'ionisation du sodium | \(Na_{\text{(g)}} \rightarrow Na^+_{\text{(g)}} + e^-\) | +496 |
| Affinité électronique du chlore | \(Cl_{\text{(g)}} + e^- \rightarrow Cl^-_{\text{(g)}}\) | -349 |
Astuces
Pour ne rien oublier, suivez le parcours sur le schéma du cycle : partez des réactifs en bas à gauche, "montez" l'échelle d'enthalpie en suivant les flèches jusqu'à atteindre les ions gazeux en haut.
Schéma (Avant les calculs)
Étapes du cycle à identifier
Calcul(s)
Le seul calcul préliminaire est d'ajuster l'énergie de dissociation du dichlore. La valeur fournie est pour la rupture de la molécule \(Cl_2\) pour former deux atomes de chlore. Or, la stœchiométrie de la formation de NaCl ne nécessite qu'un seul atome de chlore, il faut donc diviser cette énergie par deux.
Calcul de l'enthalpie de dissociation pour 1 mole de Cl
Schéma (Après les calculs)
Étapes du cycle identifiées
Réflexions
On remarque que la plupart des étapes pour former les ions gazeux sont endothermiques (ΔH > 0), elles coûtent de l'énergie. Seule la capture d'un électron par le chlore (très électronégatif) est exothermique. Le coût énergétique total pour former les ions gazeux est donc très élevé.
Points de vigilance
L'erreur la plus commune est d'oublier de diviser par deux l'énergie de dissociation du \(Cl_2\). La stœchiométrie de la réaction de formation de NaCl n'implique qu'un seul atome de chlore.
Points à retenir
Il faut maîtriser la définition de chaque terme : sublimation (solide → gaz), dissociation (molécule → atomes), ionisation (atome → cation + e⁻), et affinité électronique (atome + e⁻ → anion).
Le saviez-vous ?
Fritz Haber (pour le cycle) et Max Born (pour l'équation de l'énergie réticulaire) ont tous deux reçu un prix Nobel, mais pour des travaux différents. Haber l'a reçu pour la synthèse de l'ammoniac, un procédé crucial pour les engrais (et les explosifs).
FAQ
Résultat Final
La première question est une étape descriptive. Le résultat est la liste complète et correcte des réactions et de leurs enthalpies associées, qui serviront de base pour les questions suivantes.
A vous de jouer
Pour former du fluorure de magnésium (\(MgF_2\)), quelle valeur d'enthalpie de dissociation utiliseriez-vous sachant que \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ(F_2) = +158\) kJ/mol ?
Question 2 : Relation mathématique (Loi de Hess)
Principe
Le concept physique est la conservation de l'énergie, un des principes fondamentaux de la physique. Appliqué à la chimie, il devient la Loi de Hess : l'énergie totale échangée ne dépend que du point de départ et du point d'arrivée, pas du chemin emprunté.
Mini-Cours
La loi de Hess stipule que si une réaction peut être écrite comme la somme de plusieurs réactions partielles, son enthalpie de réaction globale sera la somme des enthalpies des réactions partielles. Dans un cycle, si on part d'un point et qu'on y revient, la variation totale d'enthalpie est nulle (\(\Sigma \Delta H_{\text{cycle}} = 0\)).
Remarque Pédagogique
Imaginez une randonnée en montagne. L'altitude de départ et d'arrivée est la même. Que vous preniez le chemin direct ou le long sentier panoramique, le dénivelé total (la différence d'altitude) entre le départ et l'arrivée est le même. Ici, l'enthalpie de formation est le chemin direct, et toutes les autres étapes combinées forment le sentier panoramique.
Normes
Cette relation est une application directe du premier principe de la thermodynamique, qui est une loi universelle de la physique. Elle est donc toujours applicable tant que les états initiaux et finaux sont bien définis.
Formule(s)
Principe d'équivalence des chemins
Hypothèses
On suppose que le cycle est thermodynamiquement fermé, c'est-à-dire que l'état final du chemin indirect (\(NaCl_{\text{(s)}}\) formé à partir des ions gazeux) est le même que l'état final du chemin direct.
Donnée(s)
| Symbole | Signification |
|---|---|
| \(\Delta H_f^\circ\) | Enthalpie standard de formation |
| \(\Delta H_{\text{sub}}^\circ\) | Enthalpie standard de sublimation |
| \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ\) | Enthalpie standard de dissociation |
| \(EI_1\) | Première énergie d'ionisation |
| \(AE\) | Affinité électronique |
| \(U_{\text{ret}}\) | Énergie réticulaire |
Astuces
Sur le diagramme, identifiez le point de départ (\(Na_{\text{(s)}} + 1/2 Cl_{2\text{(g)}}\)) et le point d'arrivée (\(NaCl_{\text{(s)}}\)). La flèche qui les relie directement est \(\Delta H_f^\circ\). Toutes les autres flèches qui permettent d'aller du même point de départ au même point d'arrivée constituent l'autre chemin.
Schéma (Avant les calculs)
Les deux chemins énergétiques
Calcul(s)
Le calcul consiste à poser mathématiquement l'égalité des deux chemins. Le chemin "direct" est simplement l'enthalpie de formation. Le chemin "indirect" est la somme de toutes les autres étapes qui permettent de passer des réactifs initiaux aux ions gazeux, puis au produit final solide.
Égalité des chemins selon la Loi de Hess
Schéma (Après les calculs)
Schéma de la balance énergétique
Réflexions
Cette équation est extraordinairement puissante. Elle relie une grandeur mesurable expérimentalement (\(\Delta H_f^\circ\)) à une grandeur théorique non mesurable directement (\(U_{\text{ret}}\)) via d'autres grandeurs également mesurables. C'est l'essence de la thermodynamique : relier ce que l'on sait à ce que l'on cherche.
Points de vigilance
Il est crucial de ne pas se tromper dans le sens des flèches et les signes. Dans cette formulation (Chemin 1 = Chemin 2), on additionne toutes les étapes du chemin indirect. Une autre formulation (\(\Sigma \Delta H = 0\)) demanderait de soustraire les étapes qui vont dans le "mauvais" sens.
Points à retenir
La relation fondamentale du cycle de Born-Haber pour un composé MX est : Enthalpie de formation = Somme des enthalpies de toutes les autres étapes (y compris l'énergie réticulaire).
Le saviez-vous ?
Germain Hess, qui a énoncé cette loi en 1840, est considéré comme l'un des pères de la thermochimie. Sa loi a été publiée avant que le principe de conservation de l'énergie ne soit pleinement formulé.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Sachant que pour former \(MgCl_2\), il faut sublimer Mg, le ioniser deux fois (\(EI_1\) et \(EI_2\)), et dissocier \(Cl_2\), comment s'écrirait l'équation de Hess ?
Question 3 : Isoler l'énergie réticulaire (\(U_{\text{ret}}\))
Principe
Le concept ici est la résolution d'une équation du premier degré. Il s'agit de manipuler l'équation établie précédemment pour exprimer l'inconnue (\(U_{\text{ret}}\)) en fonction de toutes les autres variables, qui sont des paramètres connus.
Mini-Cours
En algèbre, pour isoler une variable dans une équation de type \(A = B + X\), on soustrait \(B\) des deux côtés de l'équation pour obtenir \(X = A - B\). Ici, \(X\) est notre \(U_{\text{ret}}\), \(A\) est \(\Delta H_f^\circ\), et \(B\) est la somme de toutes les autres enthalpies.
Remarque Pédagogique
C'est une bonne pratique en physique-chimie de toujours résoudre l'équation de manière littérale (avec les lettres) avant de remplacer par les chiffres. Cela permet de vérifier l'homogénéité de la formule et de réduire considérablement les risques d'erreur de calcul lors de l'application numérique.
Normes
Il ne s'agit pas de normes réglementaires, mais des règles fondamentales de l'algèbre qui sont universelles.
Formule(s)
Équation de départ
Hypothèses
Aucune nouvelle hypothèse n'est nécessaire pour cette étape purement mathématique.
Donnée(s)
| Symbole | Signification |
|---|---|
| \(\Delta H_f^\circ\) | Enthalpie standard de formation |
| \(\Delta H_{\text{sub}}^\circ\) | Enthalpie standard de sublimation |
| \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ\) | Enthalpie standard de dissociation |
| \(EI_1\) | Première énergie d'ionisation |
| \(AE\) | Affinité électronique |
| \(U_{\text{ret}}\) | Énergie réticulaire (l'inconnue) |
Astuces
Pour éviter les erreurs, vous pouvez d'abord regrouper tous les termes connus entre parenthèses avant de les "passer" de l'autre côté de l'égalité.
Schéma (Avant les calculs)
Représentation de l'équation à résoudre
Calcul(s)
Le calcul consiste à réarranger l'équation de la question 2. Pour isoler \(U_{\text{ret}}\), on déplace tous les autres termes du côté droit de l'équation vers le côté gauche. En faisant cela, chaque terme change de signe. On obtient ainsi \(U_{\text{ret}}\) exprimé en fonction de toutes les autres grandeurs.
Isolation de l'inconnue U_ret
Schéma (Après les calculs)
Représentation de l'équation résolue
Réflexions
La formule obtenue montre que l'énergie réticulaire est directement liée à l'enthalpie de formation, corrigée de l'énergie "d'investissement" nécessaire pour préparer les ions gazeux à partir des éléments standards.
Points de vigilance
L'erreur la plus fréquente est une erreur de signe. En déplaçant la somme des termes de droite à gauche, le signe global de cette somme est inversé. L'utilisation de parenthèses est cruciale pour ne pas se tromper.
Points à retenir
La formule finale à mémoriser ou savoir retrouver : \(U_{\text{ret}} = \Delta H_f^\circ - \Sigma(\text{autres étapes})\).
Le saviez-vous ?
Le mot "algèbre" vient du titre d'un ouvrage du mathématicien perse Al-Khwarizmi, "Kitab al-jabr wa-l-muqabala", qui signifie "Livre de la restauration et de la comparaison". Le terme "al-jabr" faisait référence à l'opération de déplacer un terme d'un côté à l'autre d'une équation.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
À partir de l'équation de la Q2, isolez cette fois l'affinité électronique (\(AE\)).
Question 4 : Calcul numérique de \(U_{\text{ret}}\)
Principe
Le concept est l'application numérique : remplacer les symboles d'une formule par leurs valeurs chiffrées pour obtenir un résultat quantitatif.
Mini-Cours
En sciences, un calcul doit être mené avec rigueur. Il faut s'assurer que toutes les unités sont cohérentes (ici, tout est déjà en kJ/mol, donc pas de conversion nécessaire) et présenter le résultat avec un nombre approprié de chiffres significatifs, bien que pour cet exercice, nous n'insisterons pas sur ce point.
Remarque Pédagogique
Pour éviter les erreurs, je vous conseille de calculer d'abord la valeur totale entre parenthèses (l'énergie totale pour former les ions gazeux). Ensuite, effectuez la soustraction finale. C'est plus sûr que de taper une longue série d'additions et de soustractions à la calculatrice.
Normes
Aucune norme réglementaire ne s'applique, mais les conventions internationales d'unités (le Système International, SI) sont la norme dans les calculs scientifiques. Le Joule (et son multiple le kJ) est l'unité SI pour l'énergie.
Formule(s)
Formule à appliquer
Hypothèses
On continue de supposer que les données expérimentales fournies sont fiables pour notre calcul.
Donnée(s)
| Grandeur Thermodynamique | Réaction Associée | Valeur (kJ/mol) |
|---|---|---|
| Enthalpie de formation de NaCl | \(Na_{\text{(s)}} + \frac{1}{2} Cl_{2\text{(g)}} \rightarrow NaCl_{\text{(s)}}\) | -411 |
| Enthalpie de sublimation du sodium | \(Na_{\text{(s)}} \rightarrow Na_{\text{(g)}}\) | +108 |
| Énergie de dissociation du dichlore | \(Cl_{2\text{(g)}} \rightarrow 2 Cl_{\text{(g)}}\) | +242 |
| Énergie d'ionisation du sodium | \(Na_{\text{(g)}} \rightarrow Na^+_{\text{(g)}} + e^-\) | +496 |
| Affinité électronique du chlore | \(Cl_{\text{(g)}} + e^- \rightarrow Cl^-_{\text{(g)}}\) | -349 |
Astuces
Avant de calculer, faites une estimation rapide. Vous soustrayez une somme de termes majoritairement positifs d'un terme négatif. Le résultat final devrait donc être un nombre négatif avec une grande valeur absolue. Si vous trouvez un résultat positif, vous avez probablement fait une erreur de signe.
Schéma (Avant les calculs)
Cycle avec valeurs connues et inconnue
Calcul(s)
Étape 1 : Calcul de la somme des enthalpies intermédiaires
Étape 2 : Calcul de \(U_{\text{ret}}\)
Schéma (Après les calculs)
Cycle de Born-Haber complété
Réflexions
On constate que le coût énergétique pour former les ions gazeux est de +376 kJ/mol. Cependant, la formation du cristal à partir de ces ions libère 787 kJ/mol. Le "bénéfice" énergétique est donc bien plus grand que le "coût", ce qui explique pourquoi la formation globale de NaCl est exothermique (-411 kJ/mol) et spontanée.
Points de vigilance
La principale source d'erreur est de mal retranscrire les signes des valeurs dans la calculatrice. Une double vérification de chaque nombre tapé est une bonne habitude à prendre.
Points à retenir
La valeur de l'énergie réticulaire de NaCl, environ -787 kJ/mol, est une valeur de référence classique pour un composé ionique de type 1:1. Retenir cet ordre de grandeur peut être utile.
Le saviez-vous ?
L'enthalpie de formation de NaCl (-411 kJ/mol) est si favorable que la réaction entre le sodium métallique (très réactif) et le dichlore (un gaz toxique) est explosive et libère une grande quantité de chaleur et de lumière.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Recalculez la valeur de \(U_{\text{ret}}\) en supposant que l'affinité électronique du chlore était de -360 kJ/mol au lieu de -349. Quelle serait la nouvelle valeur ?
Question 5 : Signification de l'énergie réticulaire
Principe
Le concept est l'interprétation physique d'un résultat numérique. Un calcul en sciences n'a de sens que si l'on comprend ce que le chiffre final représente concrètement en termes de stabilité, d'énergie et de forces.
Mini-Cours
En thermodynamique, un signe négatif pour une variation d'enthalpie (\(\Delta H < 0\)) signifie que le système libère de l'énergie vers le milieu extérieur. C'est un processus exothermique. Le système atteint un état d'énergie potentielle plus bas, donc plus stable. La formation de liaisons chimiques est typiquement un processus exothermique.
Remarque Pédagogique
Pensez à deux aimants séparés. Ils ont une certaine énergie potentielle. Si vous les lâchez, ils vont s'attirer violemment, "libérant" leur énergie potentielle sous forme de son et de chaleur au moment de l'impact. Ils sont maintenant dans un état "lié" plus stable et de plus basse énergie. Il en va de même pour les ions \(Na^+\) et \(Cl^-\).
Normes
La convention de signe (négatif pour exothermique) est une norme universelle en chimie et en physique, établie par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA).
Formule(s)
Analyse du résultat
Hypothèses
On suppose que la formation du réseau cristallin à partir d'ions gazeux est le principal facteur stabilisant du composé.
Donnée(s)
| Grandeur | Valeur |
|---|---|
| Énergie Réticulaire Calculée (\(U_{\text{ret}}\)) | -787 kJ/mol |
Astuces
Mnémonique : EXothermique = l'énergie S'Échappe (sort) du système. ENdothermique = l'énergie ENtre dans le système.
Schéma (Avant les calculs)
Stabilité et Énergie Potentielle
Raisonnement
L'énergie réticulaire représente la formation de liaisons ioniques fortes entre les ions \(Na^+\) et \(Cl^-\) lorsqu'ils s'assemblent pour former le réseau cristallin. La formation de liaisons est toujours un processus qui libère de l'énergie (exothermique), car le système atteint un état plus stable (d'énergie plus basse). Par conséquent, la variation d'enthalpie associée, \(U_{\text{ret}}\), doit être négative. Notre résultat de -787 kJ/mol est bien négatif, ce qui est conforme au principe physique.
Schéma (Après les calculs)
Stabilité et Énergie Potentielle
Réflexions
Le fait que \(U_{\text{ret}}\) soit fortement négative est la raison pour laquelle le sel existe. Sans cette immense libération d'énergie lors de la formation du cristal, le coût énergétique de la création des ions ne serait jamais compensé, et les atomes de Na et Cl resteraient sous une autre forme. Cette énergie explique aussi pourquoi il faut chauffer le sel à plus de 800 °C pour le faire fondre : il faut fournir une quantité d'énergie thermique énorme pour briser ce réseau si stable.
Points de vigilance
Ne pas confondre l'énergie réticulaire (formation du réseau, exothermique, \(\Delta H < 0\)) et l'énergie nécessaire pour détruire le réseau (endothermique, \(\Delta H > 0\)). La seconde est simplement l'opposée de la première : \(+787\) kJ/mol.
Points à retenir
- Un signe négatif pour \(U_{\text{ret}}\) signifie que la formation du réseau est exothermique et conduit à un état plus stable.
- La valeur absolue de \(U_{\text{ret}}\) est une mesure de la force des liaisons ioniques et de la stabilité du cristal.
Le saviez-vous ?
L'énergie réticulaire de l'oxyde de magnésium (MgO), avec ses ions Mg²⁺ et O²⁻, est de -3795 kJ/mol, soit presque 5 fois plus que celle de NaCl ! Les charges doubles ($+2$ et $-2$) augmentent drastiquement la force d'attraction électrostatique, ce qui explique le point de fusion de MgO (2852 °C) qui est bien plus élevé que celui de NaCl (801 °C).
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Le fluorure de potassium (KF) a des ions de même charge que NaCl, mais l'ion \(K^+\) est plus gros que \(Na^+\) et \(F^-\) est plus petit que \(Cl^-\). Globalement, la distance entre les ions dans KF est très similaire à celle dans NaCl. Son énergie réticulaire sera-t-elle très différente ?
Outil Interactif : Stabilité des Réseaux Ioniques
L'énergie réticulaire dépend principalement de la charge des ions et de leur distance (liée à leur taille). Utilisez les curseurs pour voir comment ces paramètres influencent qualitativement la stabilité du réseau (d'après l'équation de Born-Lande \(U \propto \frac{|Z^+ Z^-|}{r}\)).
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Comment l'énergie réticulaire est-elle définie ?
2. Quelle étape du cycle de Born-Haber pour NaCl est toujours endothermique (nécessite un apport d'énergie) ?
3. Sur quel principe fondamental repose le cycle de Born-Haber ?
4. Comment l'énergie réticulaire de l'oxyde de magnésium (MgO, formé d'ions Mg²⁺ et O²⁻) se comparerait-elle à celle de NaCl ?
5. Une énergie réticulaire de -3800 kJ/mol, comparée à -787 kJ/mol, indique...
Glossaire
- Énergie Réticulaire (\(U_{\text{ret}}\))
- Variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole de composé ionique solide à partir de ses ions à l'état gazeux. Elle mesure la stabilité du réseau cristallin.
- Cycle de Born-Haber
- Un cycle thermodynamique qui décompose la formation d'un cristal ionique en une série d'étapes intermédiaires pour calculer l'énergie réticulaire en utilisant la loi de Hess.
- Loi de Hess
- Principe selon lequel la variation totale d'enthalpie au cours d'une réaction chimique est indépendante du nombre d'étapes ou du chemin parcouru.
- Énergie d'Ionisation (EI)
- L'énergie minimale requise pour arracher un électron à un atome ou un ion à l'état gazeux. C'est un processus endothermique (\(\Delta H > 0\)).
- Affinité Électronique (AE)
- Variation d'énergie lorsqu'un atome à l'état gazeux capture un électron. Pour les halogènes, ce processus est exothermique (\(\Delta H < 0\)).
- Enthalpie de Sublimation (\(\Delta H_{\text{sub}}^\circ\))
- L'énergie requise pour transformer une mole d'une substance de l'état solide à l'état gazeux. C'est un processus endothermique (\(\Delta H > 0\)).
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