Un composé ionique est stable en raison de l'attraction électrostatique entre ses ions positifs et négatifs. L'énergie réticulaire d'un composé est une mesure de la force de cette attraction. L'énergie réticulaire (ΔH_réticulaire) d'un composé ionique est définie comme l'énergie nécessaire pour séparer une mole du solide en ions gazeux le composant. Pour le chlorure de sodium solide ionique, l'énergie réticulaire est la variation d'enthalpie du processus :

Conventions

Ici, la convention de signe est utilisée lorsque le solide ionique est séparé en ions, ce qui signifie que les énergies réticulaires seront endothermiques (valeurs positives). Une autre façon est d'utiliser une convention équivalente mais de signe opposée, dans laquelle l'énergie réticulaire est exothermique (valeurs négatives) et décrite comme l'énergie libérée lorsque les ions se combinent pour former un réseau. Par conséquent, assurez-vous de confirmer la définition utilisée lorsque vous regardez des énergies réticulaires d'une autre référence. Dans les deux cas, une plus grande valeur algébrique pour l'énergie réticulaire indique un composé ionique plus stable. Pour le chlorure de sodium, ΔH_réticulaire = 769 kJ. Ainsi, il faut 769 kJ pour séparer une mole de NaCl solide en ions Na⁺ et Cl^– gazeux. Lorsqu'une mole de chaque ions Na⁺et Cl^– forme du NaCl solide, 769 kJ de chaleur sont libérés.

Loi de Coulomb et énergie réticulaire

L'énergie réticulaire ΔH_réticulaire d’un cristal ionique peut être exprimée par l’équation suivante (déduite de la loi de Coulomb, qui régit les forces entre des charges électriques) :  

&DeltaH_réticulaire =  C(Z⁺)(Z⁻)/R_o 

où C est une constante qui dépend du type de structure cristalline ; Z⁺ et Z^– sont les charges sur les ions, et R_o est la distance interionique (la somme des rayons des ions positifs et négatifs). Ainsi, l'énergie réticulaire d'un cristal ionique augmente rapidement à mesure que les charges des ions augmentent et que les dimensions des ions diminuent. Lorsque tous les autres paramètres sont maintenus constants, doubler la charge à la fois du cation et de l'anion quadruplera l'énergie réticulaire.  

Exemples

1. L'énergie réticulaire de LiF (Z⁺ et Z^– = 1) est de 1023 kJ/mol, alors que celle de MgO (Z⁺ et Z^– = 2) est de 3900 kJ/mol (R_o est presque le même, soit environ 200 pm pour les deux composés).
2. Différentes distances interatomiques produisent des énergies réticulaires différentes. Par exemple, comparez l'énergie réticulaire de MgF₂ (2957 kJ/mol) à celle de MgI₂ (2327 kJ/mol) pour observer l'effet sur l'énergie réticulaire de la taille ionique plus petite de F^– par rapport à I^–.
3. La gemme précieuse rubis est de l'oxyde d'aluminium Al₂O₃, contenant des traces de Cr³⁺. Le composé Al₂Se₃ est utilisé dans la fabrication de certains semi-conducteurs. Dans ces deux composés ioniques, les charges Z⁺ et Z^– sont les mêmes, de sorte que la différence d'énergie réticulaire dépend de R_o. Comme l'ion O₂^– est plus petit que l'ion Se₂^–, Al₂Se₃ a une distance interionique plus courte que Al₂O₃ et a donc une énergie réticulaire plus grande.
4. Un autre exemple est l'oxyde de zinc, ZnO, comparé à NaCl. ZnO a une énergie réticulaire plus grande parce que les valeurs de Z du cation et de l'anion dans ZnO sont plus grandes et que la distance interionique de ZnO est plus petite que celle de NaCl.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 7.5 : Forces des liaisons ioniques et covalentes.