Ciclo di Born-Haber

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Ciclo di Born-Haber per un generico composto ionico di un metallo e un alogeno

Il ciclo di Born-Haber, che prende il nome dai suoi due sviluppatori, gli scienziati tedeschi Max Born e Fritz Haber, è un approccio nell'analisi delle energie di reazione. Consiste in uno schema che rappresenta due "cammini" ideali che portano alla formazione di un composto ionico dalla reazione dei suoi componenti allo stato elementare: un cammino diretto ed uno che passa attraverso una serie di reazioni intermedie.

Lo schema è solo una costruzione mentale; infatti, principalmente per ragioni cinetiche, la formazione dei composti ionici segue una strada con intermedi diversi da quelli rappresentati nel ciclo di Born-Haber. L'utilità del ciclo di Born-Haber si evidenzia considerando le entalpie di reazione di ogni reazione del ciclo. L'entalpia è una funzione di stato termodinamica, quindi la variazione di entalpia dipende solo dallo stato iniziale e finale che nel caso di una trasformazione ciclica sono coincidenti, con il risultato che la variazione di entalpia totale risulta eguale a zero. Questo, nel caso del ciclo di Born-Haber, significa che l'entalpia di formazione ΔHf, che è l'entalpia del cammino "diretto", è uguale alla somma delle entalpie delle reazioni intermedie dell'altro possibile cammino:

ΔHf = nΔHAM(M) + ΣjnΔHj°I + nm/2ΔHs + nm/2ΔHAM(X) + nmΔH1° AE + nΔHU0

Scomponendo il ciclo di Born-Haber, si evidenziano i seguenti passaggi:

  1. L'entalpia di atomizzazione standard del metallo (ΔHAM(M))
  2. Le varie entalpie di ionizzazione degli atomi del metallo (ΔHj°I)
  3. L'entalpia di sublimazione o di ebollizione dell'alogeno (ΔHs)
  4. L'entalpia di atomizzazione dell'alogeno gassoso (ΔHAM(X))
  5. L' entalpia di 1° affinità elettronica degli atomi dell'alogeno (ΔH1°AE)
  6. L' entalpia di formazione del reticolo ionico a partire dai due ioni gassosi (ΔHU0)
  7. L' entalpia di formazione del sale (ΔHf)

In generale, per i cicli di Born-Haber c'è una differenza trascurabile fra l'energia e l'entalpia (fattore RT per mole); per cui, ad esempio, l'entalpia di 1ª ionizzazione si approssima all'energia di 1ª ionizzazione. Questo permette di misurare la 1° e la 3° entalpia per via termochimica, mentre le energie ai punti 2, 4 e 5 si possono misurare per via spettrosopica e approssimare all'entalpia; la 6° entalpia si può approssimare all'energia calcolata con l'equazione di Born-Landé.

Considerando tutti i reagenti e tutti i prodotti di tutte le reazioni del ciclo allo stato-standard, si può calcolare l'entalpia di formazione standard del composto ionico in questione:

ΔH0f = nΔH0AM(M) + ΣjnΔH0j°I + nm/2ΔH0s + nm/2ΔH0AM(X) + nmΔH01° AE + nΔH0U0


Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • Atkins, Jones - Chimica Generale - Ed. Zanichelli (1998)

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]