Enlace iónico es el término que se usa para indicar que un compuesto está formado por partículas con carga opuesta llamadas iones. Se pueden determinar las cargas de los iones en términos de la configuración electrónica (estructura electrónica) de los átomos, comparándolas con la configuración electrónica de un gas noble (grupo VIIIA). En general, los metales cuyos números atómicos están a menos de 2 o 3 lugares de distancia de un gas noble, tienden a formar compuestos iónicos con los no metales que están a una distancia de 2 o 3 números atómicos de un gas noble. El voca- bulario asociado con los compuestos iónicos identifica al ion positivo como catión y al ion negativo como anión.
EJEMPLO 1 ¿Cuál es la fórmula empírica del cloruro de potasio? El potasio pierde un electrón para tener la configuración electrónica del argón (8e− en la capa externa) y, por esa pérdida, se forma el catión K+. El cloro gana un electrón para tener la configuración electrónica del argón y forma el anión cloruro, Cl−. Como los compuestos deben ser neutros, la relación de un ion potasio y un ion cloruro conduce a la fórmula empírica KCl (que también es la fórmula molecular). Es interesante conocer que KCl se usa con frecuencia como sustituto de NaCl para quienes no toleran el sodio, como los enfermos del corazón.
Para los lantánidos y actínidos, metales de transición, no existe una regla tan sencilla. Si se acepta que las cargas de los iones son realidades químicas, se pueden escribir las fórmulas empíricas de los compuestos iónicos de tal modo que la carga neta o total sea cero. Si se tuvieran Fe2+ y O2−, el compuesto necesitaría como mínimo un átomo de cada uno de los elementos para tener una fórmula neutra, FeO, mientras que Fe3+ y O2− tendrían la fórmula Fe2O3.
La nomenclatura de los compuestos binarios (con dos participantes) se forma usando el nombre del elemento del que deriva el catión; por ejemplo, el Li+ es el ion litio. Los nombres de los aniones formados por un solo elemento se
forman utilizando el nombre del elemento, cambiando su terminación a uro, por ejemplo, Cl– es el ion cloruro; con excepción del oxígeno O2–, que se denomina ion óxido. Cuando existen dos cationes para el mismo elemento, el pro- cedimiento que se acepta es escribir la carga por átomo en números romanos, entre paréntesis, inmediatamente después del nombre del metal; por ejemplo, Fe2+ es el ion hierro(II). Observe que todavía se usa el sistema anterior para dife- renciar las cargas con la terminación -oso, que representa la carga menor, e -ico para la carga mayor. Al aplicar el sistema antiguo, el Fe2+ es el ion ferroso y el Fe3+ es el ion férrico.
EJEMPLO 2 Indique los nombres de los dos óxidos de plomo, PbO y PbO2. Como el óxido tiene carga −2, el plomo debe tener +2 en el primer caso y +4 en el segundo. Los nombres son óxido de plomo(II) y óxido de plomo(IV), que se leen “óxido de plomo dos” y “óxido de plomo cuatro”, respectivamente. En el sistema antiguo se usaban nombres en latín, y los nombres de los compues- tos eran óxido plumboso y óxido plúmbico, respectivamente. Observe que el nombre, en el sistema nuevo, indica la carga del catión, pero en el sistema anterior sólo indica qué catión tiene la carga mayor o la carga menor, sin señalar su magnitud.
La tabla 9-1 muestra una lista de los iones poliatómicos que se presentan con más frecuencia. Debe memorizar esos iones, sus nombres y sus cargas.
Aunque no hay reglas invariables, los lineamientos que siguen son útiles. Los compuestos de metales con aniones no metálicos o poliatómicos tienden a ser iónicos. Los compuestos de no metales con no metales tienden a ser cova- lentes. También las propiedades físicas pueden ayudar a clasificar los compuestos. Los compuestos iónicos se carac- terizan por ser duros, quebradizos y tener un alto punto de fusión. Los compuestos líquidos a temperatura ambiente, así como los gases, por lo general son compuestos covalentes. En los libros de texto se proporcionan reglas más com- pletas (y complicadas) para determinar el carácter de un compuesto y su nomenclatura.
Los oxianiones complejos se nombran en forma un tanto sistemática: se usa la terminación -ato para el más común o el más estable, e -ito para el que contiene menos oxígeno. El prefijo per- se añade a un nombre terminado en -ato para indicar que hay aún más oxígeno, y el prefijo hipo- se agrega a un nombre terminado en -ito para indicar que el contenido de oxígeno es menor que en el ion -ito. Cuesta un poco “acostumbrarse” al sistema, pero funciona bien.
Tabla 9-1 Iones poliatómicos comunes
Ion Nombre Ion Nombre
NH+4 amonio SO24− sulfato
OH− hidróxido SO23− sulfito
CO23− carbonato HSO−4 hidrógeno sulfato HCO−3 hidrógeno carbonato* ClO−4 perclorato
CN− cianuro ClO−
3 clorato
C2H3O−∗∗2 acetato ClO−2 clorito
O22− peróxido ClO− hipoclorito
NO−3 nitrato CrO24− cromato
NO−2 nitrito Cr2O27− dicromato
PO34− fosfato MnO4− permanganato
*Un nombre que se usa con frecuencia es bicarbonato. Bi- significa adición de un ion hidrógeno (H+). **En química orgánica se prefiere una representación diferente, que es CH3COO–.
COVALENCIA
La fuerza covalente entre átomos que comparten dos o más electrones para formar un enlace químico se relaciona con la deslocalización de esos electrones. El significado de “deslocalización electrónica” es que no se encuentran donde se espera; en el caso de compartir electrones, un electrón se encuentra originalmente alrededor de un átomo y el otro electrón está en torno a un átomo diferente. La deslocalización de los dos electrones es el resultado de que se encuen- tran en torno a los dos núcleos y no sólo a uno. Imagine que la nube electrónica se extiende para ya no estar alrededor de un núcleo, sino alrededor de ambos.
Cuando se forma un enlace covalente, la distancia entre los dos núcleos se vuelve mucho menor que cuando no se forma el enlace. Por ejemplo, la distancia entre los hidrógenos en H2 es 74 pm, mientras que la suma de los radios de
van der Waals (de no enlace) de los dos átomos de hidrógeno es 240 pm.
Esta unión, que conduce al acercamiento de dos átomos, también se refleja en consideraciones de energía. La energía de un par de átomos unidos es menor que la suma de las energías de los átomos separados. La energía de enlace es la magnitud de esta disminución de energía. Desde otro punto de vista, la energía de enlace es la cantidad de energía, ∆E, necesaria para romper un enlace químico y formar dos fragmentos no enlazados. La formación de enlaces es exotérmica y la ruptura de enlaces, endotérmica. Las energías de los enlaces covalentes van de unos 150 kJ/mol a 550 kJ/mol para enlaces con un solo par de electrones, que se forman entre elementos de los tres primeros periodos a temperaturas normales.
Un factor asociado con el proceso del enlace covalente es que los espines de los electrones que forman el enlace, que no están apareados en los átomos separados, se aparean durante la formación del enlace.