Ciclo de Born Haber

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Ciclo de Born - Haber
Entendendo a formação das ligações 
Iônicas
Determinação de energias 
reticulares: o ciclo de Born-Haber
• Uma aplicação da Lei de Hess é a determinação de 
energias reticulares por via indireta, através de um 
ciclo de Born-Haber. Este procedimento, 
desenvolvido por Max Born e Fritz Haber, assume 
que a formação de um composto iônico ocorre numa 
série de passos. Conhecendo-se as energias de 
ionização, afinidades eletrônica e outras propriedades 
das espécies envolvidas, é possível calcular a energia 
reticular de compostos iônicos.
Tomando como exemplo o fluoreto de lítio 
(LiF), e tendo presente que a energia reticular 
corresponde ao processo:
LiF (s) → Li+ (g) + F- (g) DHº = U (LiF) e 
que a formação deste composto iônico a partir dos seus 
elementos é traduzida pela equação:
Li (s) + ½ F2 (g) → LiF (s) DHfº (LiF) = -594,1 kJ
podemos considerar que a formação dos dois íons no 
estado gasoso ocorre pelos seguintes passos:
Sublimação do lítio:
Li (s) → Li (g) DHsº = 155,2 kJ
Ionização do lítio:
 Li (g) → Li+ (g) +1e- DHº = I1(Li) = 520 kJ
Dissociação do flúor:
½ F2 (g) → F (g)DHº = ½ DHºdiss (F2) = 
150,6/2 = 75,3 kJ
Ionização do flúor:
F (g) + 1e- → F- (g) DHº = (A F) = - 328 kJ
sendo o passo seguinte a formação da rede 
cristalina:
Li+ (g) + F- (g) → LiF (s) DHº = - U (LiF)
Da Lei de Hess :
Li (s) → Li (g) DHsº = 155,2 kJ
Li (g) → Li+ (g) + 1 e- DHº = I1 (Li) = 520 kJ
½ F2 (g) → F (g)DHº = ½ DHºdiss (F2) =150,6/2 = 
75,3 kJ
F (g) + 1 e- → F- (g) DHº = A (F) = - 328 kJ
Li+ (g) + F- (g) → LiF (s) DHº = - U (LiF)
Li (s) + ½ F2 (g) → LiF (s) DHfº (LiF) = -594,1 kJ
Pode-se, por isso, escrever:
DHfº (LiF) = DHsº + I1 (Li) + ½ DHºdiss (F2) + 
A (F) – U (LiF)  
 -594,1 = 155,2 + 520 + 75,3 - 328 - U (LiF) 
 U (LiF) = 1017 kJ/mol
I1 (Li) = 520 kJ
Hsº = 155,2 kJ
Este ciclo pode representar-se 
graficamente da seguinte forma:
Li (s)
Li (g)
+ ½ F2 (g)
F (g)
½ EL (F2) = 75,3 kJ
A (F) = - 328 kJ
Li+ (g) + F
- (g)
LiF (s)
Hfº (LiF) = -594,1 kJ
- U (LiF)
Aplicações:
1. Calcule a energia reticular do NaCl, utilizando um ciclo de 
Born-Haber, sabendo que a sua entalpia de formação é -411 
kJ/mol. 
2. Calcule a energia reticular do CaCl2, utilizando um ciclo de Born-Haber, sabendo que a sua entalpia de formação é -795 
kJ/mol. 
3. Calcule a energia reticular do cloreto de magnésio, MgCl2, recorrendo a um ciclo de Born - Haber.
4. Calcule a energia reticular do KBr, utilizando um ciclo de Born 
-Haber, sabendo que a sua entalpia de formação é -392,17 
kJ/mol.
5. Calcule, recorrendo a um ciclo de Born -Haber, a energia 
reticular de CaF2.
Dados:
Hºsub (Na) = 108 kJ/mol I1 (Na) = 495,9 kJ/mol
Hºsub (K) = 71,08 kJ/mol I1 (K) = 418,7 kJ/mol
Hºsub (Mg) = 146,44 kJ/mol I1 (Ca) = 589,78 kJ/mol
Hºsub (Ca) = 121 kJ/mol I2 (Ca) = 1145,33 kJ/mol
Hºvap (Br2) = 69,6 kJ/mol I1 (Mg) = 712,54 kJ/mol
Hºdiss (F2) = 138,91 kJ/mol I2 (Mg) = 1450,68 kJ/mol
Hºdiss (Cl2) = 241,84 kJ/mol A (F) = -328,03 kJ/mol
Hºdiss (Br2) = 192,5 kJ/mol A (Cl) = -348,53 kJ/mol
Hfº (MgCl2) = - 630,11 kJ/mol A (Br) = -324 kJ/mol
Hfº (CaF2) = -1198,55 kJ/mol
Soluções:
1. 787,29 kJ/mol
2. 2195,89 kJ/mol
3. 2484,55 kJ/mol
4. 689 kJ/mol
5. 2537,51 kJ/mol
	Ciclo de Born - Haber
	 Determinação de energias reticulares: o ciclo de Born-Haber
	
	
	
	
	
	Este ciclo pode representar-se graficamente da seguinte forma:
	Aplicações:
	Dados:
	 Soluções: