Contenidos para Física y Química

Para el alumnado y en voz baja

Repasando conceptos del

enlace iónico

Física y Química

Documento parcial

Para TEMA 2

Enlace iónico

Física y Química

José Manuel Pereira Cordido Doctor en Ciencias

Catedrático de Bachillerato del I.E.S. San Clemente. Santiago de Compostela

Edición 2013

© Gráficos y dibujos: José M. Pereira Cordido

© Fotografías: José M. Pereira Cordido

© Vídeo: José M. Pereira Cordido

© Realización, edición y diseño: José M. Pereira Cordido

Registro General de la Propiedad Intelectual. Santiago: 03/2013/695

Al lector:

Antes de comenzar la lectura de las páginas que siguen, queremos advertir que la visión del tema que redactamos debe ser considerado por el alumnado como un tema de ampliado.

Si el alumno contrasta con el libro de texto puede darse cuenta de que, nosotros abordamos un tratamiento del tema más amplio no sólo en extensión sino también en “profundidad”.

Nuestra opinión es que alumnado de Primero de Bachillerato empiece a acostumbrarse a un nuevo vocabulario que tendrá que emplear el próximo curso al estudiar la Química de segundo de Bach.

Corresponde al alumno decidir hasta donde va a profundizar en el estudio de este tema. Es evidente que va a depender de que quiera sentar unas bases más sólidas pensando en la Química de 2º de Bac. o le parezca suficiente un estudio superficial del tema.

Tema 2.-Enlace iónico.

Introducción.

Una de las cuestiones más atractivas para los químcos de todos los tiempos fue el estudio de las razones en virtud de las cuales se formaban unas sustancias, y no otras, como consecuencia de una reacción química.

Es decir, dar respuesta a las razones que motivan la unión entre determinados átomos y no otros. ¿Por qué unas sustancias son tan estables y otras, sin embargo, no lo son?.

En definitiva , por qué unos átomos se enlazan y otros no y, si se anlazan, qué fuerzas son las responsables de dicho enlace.

Se suelen utilizar dos líneas teóricas para justificar la formación de los enlaces; una de ellas basada en la tendencia de los átomos a conseguir configuraciones electrónicas estables y la otra basada en que la formación del enlace lleva al sistema a una situación de menor energía, por lo tanto más estable.

Iniciaremos los razonamientos aprovechando los conocimeintos que ya tenemos sobre las estructuras electrónicas y la idea, bien asentada de que las estructuras de los gases nobles “parecen” ser configuraciones hacia las que tienden, por su mayor estabilidad, los restantes átomos.

Cuando los razonamientos basados en esta línea no sean suficientes, o a la luz de los hechos experimentales surjan cuestiones sin posible explicación, nos introduciremos en teorías algo más complejas que pueden, para los alumnos de 1º considerarse como un tema de ampliación.

Indicaremos cuando dichas cuestiones pueden considerarse de ampliación, pero aconsejamos que nunca sea omitida su lectura por parte del alumno.

Regla del octete.

Al largo de la química hemos visto que los elementos del grupo 8 A, los gases nobles, son unos elementos tan estables que casi nunca reaccionan, es decir, sus átomos no tienen apenas tendencia a combinarse con otros átomos. Esto se atribuye a que su peculiar configuración electrónica externa es muy estable, de manera que, según Lewis, el resto de los átomos se combinan con el fin de conseguir una configuración electrónica más estable y la máxima estabilidad se alcanza cuando un átomo consigue ocho electrones en su última capa,como tienen los gases nobles. Esto se conoce cómo regla del octeto.

Cuando los átomos se unen formando enlaces, sólo intervienen

en este proceso los electrones de sus capas externas. Por este

motivo, para el estudio de los enlaces, tan sólo nos interesan los electrones de valencia, los electrones de la última capa.

Según Lewis, los átomos, para conseguir su máxima

estabilidad (ocho electrones en la última capa), pueden

ganar electrones, perder electrones, incluso compartir

electrones.

Estos tres supuestos se van a dar en los diferentes tipos de enlace que vamos a estudiar.

Diferentes tipos de enlace

Se entiende por enlace la unión que se da entre dos o más átomos. En esta unión interviene, fundamentalmente la capa externa

de los átomos. Por este motivo,el estudio de los enlaces tuvo un

grande impulso con el desarrollo de la Tabla Periódica y el conocimiento de las configuraciones electrónicas de los distintos átomos.

Debemos de tener en cuenta que la formación de un enla implica el paso de una situación de menor estabilidad a una situación de mayor estabilidad. La formación del enlace irá siempre acompañada de un desprendimiento de energía. La misma cantidad de energía que se desprende en su formación es la que se deberá aportar para romper dicho enlace y se conoce con el nombre de energía de enlace.

El esquema básico que se seguirá para estudiar los diferentes tipos de enlace será:

Justificación teórica del enlace.

Explicar la formación de algunas sustancias. Explicar las propiedades derivadas de este enlace.

Básicamente se consideran tres tipos de enlace, aunque, a veces, se dan enlaces con características intermedias entre dos disteis tipos de enlace. Estos enlaces son:

enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

Intentaremos justificar en virtud de las configuraciones electrónicas y de la posición que ocupan los átomos en la Tabla Periódica, el tipo de enlace que se dará entre esos átomos.

Recordemos que los elementos segun su electronegatividad pueden denominarse electropositivos o metales y electronegativos o no metales.

En función de esta clasificación:

Si se unen átomos de un elemento electropositivo con átomos de un elemento electronegativo se formará enlace iónico.

Si unen átomos de elementos electronegativos se formará enlace covalente.

Si se unen átomos de elementos electropositivos se formará enlace metálico.

Según este criterio vamos a predecir el tipo de enlace que dará en las siguientes sustancias: KF, SO2, H2 y cobre.

En primer lugar, clasificamos los elementos en metales y no metales, y luego deducimos el tipo de enlace que unirá estos átomos. Así tendremos:

1. K es electropositivo y F electronegativo. Se unirán mediante enlace iónico.

2. S es electronegativo y El electronegativo. Se unirán mediante enlace covalente.

3. H es electronegativo. Los átomos de hidrógeno se unen mediante enlace covalente.

4. Cu es electropositivo. Los átomos de Cu se unen mediante enlace metálico.

o

Recuerde:

ƒ

ƒ

ƒ

ƒ

Enlace iónico

Posibilidad de formación de un enlace iónico. Estudio energético

Analizaremos, en primer lugar la posibilidad de la formación de este tipo de enlaces. Para ello, en función de los conocimientos que ya tenemos consecuencia de lo estudiado en el capítulo dedicado al Sistema periódico.

o

Recordemos:

La facilidad o dificultad de que un átomo se transforme en un ión negativo, viene determinada por la propiedad que llamamos afinidad electrónica y que caracteriza al elemento químico.

El proceso:

representa la captura de un electrón por parte de un átomo. Como puede observarse, el proceso tiene lugar con desprendimiento de energía.

La cantidad de energía liberada en el proceso de captura de un primer electrón por parte del átomo se denomina primera afinidad electrónica.

Al igual que ocurría en el potencial de ionización, el átomo puede captar un según y sucesivos electrones, no obstante, para que dichos procesos tengan lugar es necesario convencer al átomo.

En efecto, para que tenga lugar el proceso:

A−_{+ 1e}− _{−−−−> A} =

debe suministrarse energía . Resulta lógico que haya que aportar energía ya que el ión A- _{repele al electrón que pretendemos}

entregarle.En definitiva, la segunda y sucesivas afinidades electrónicas tienen signo contrario a la primera afinidad electrónica ,y en lugar de liberarse energía en el proceso se absorbe energía.

En consecuencia, cuando tiene lugar el proceso de captura de un electrón (el primero) por parte de un átomo, se libera energía en una cuantía que denominamos primera afinidad electrónica.

A + 1e− _{−−−−> A}−_{+ A.E.1}

pero, se absorbe energía en el proceso:

A−+ 1e−+ A.E.2 −−−−> A =

y lo mismo ocurre en las sucesivas aceptaciones de un electrón por parte del ión.

La cuantía de los potenciales de ionización y la cuantía y signo de las afinidades electrónicas son determinantes en el balance enrgético que posibilita la formación de una pareja de iones (uno positivo y otro negativo)

Si el balance energético del proceso:

A + 1e− _{−−−−> A}−_{+ A.E.1}

B + P.I.1 −−−−> B+_{+ 1e}−

(si la afinidad electrónica) es suficiente para el según proceso (compensa al potencial de ionización) es posible desde el punto de vista energético la formación de la pareja de iones A-_{y B}+ _.

En definitiva, son los valores de las afinidades electrónica y los potenciales de ionización las causas determinantes de que-desde el punto de vista de la energía-sea posible o imposible la formación de una pareja de iones.

Dicha pareja de iones, luego, y en razón de atracciones electrostáticas podrán llegar a formar una agrupación de iones unidos por fuerzas de tipo eléctrico.

Por tanto, el balance energético de las afinidades electrónicas y del potencial de ionización permite hacer previsiones sobre la posibilidad o no de formación de uniones de naturaleza eléctrica (enlaces iónicos). En todo caso, hemos de advertir que dicho balance no es tan simple ya que no se limita a estas dos únicas magnitudes. En otros cursos se analizará en más profundidad este balance energético en el que, por tratarse de un curso de iniciación a la química se han omitido otros aspectos energéticos.

ƒ

Veamos el caso del cloruro de sodio (Na Cl)

Vamos a ver cómo se puede entender la formación de este enlace tomando cómo ejemplo el cloruro sódico NaCl (ejemplo análogo al que pusimos al comienzo KF)

.

El Na tiene 11 electrones y su configuración electrónica es 1 s2

2s2 _{2 p}6_{3 s}1_{. Si pierde el electrón de su última capa conseguirá la}

configuración de un gas noble.

El Cl tiene 17 electrones y su configuración electrónica es 1s2_2s2_2p6_3s2₃ 5_{, Si gana un electrón conseguirá la configuración de un}

gas noble.

Cuando los átomos de Cl y Na se “enfrentan”, y fuese cierto que ambos “desean” alcanzar la estructura de gas noble, pueden hacerlo si

El Cl gana los electrones que puede ceder el Na consiguiendo ambos dos la configuración estable de gas noble.

Como consecuencia de ello, se forman cationes Na+ _{y aniones}

Cl− _{que, por el hecho de ser cargas elécrticas de distinto signo se}

atraen y tienden a permanecer unidas. Esta unión de iones de distinto signo es la razón íntima de la existencia del enlace iónico.

Las diferentes etapas del proceso las podemos representar mediante el esquema:

Na Cl Na

Cl

Formación del NaCl

Los dos elementos químicos ganaron estabilidad al conseguir la configuración de gas noble, además se formaron iones de distinto signo que se atraen mediante fuerzas eléctricas (enlace iónico). Se llama así ya que los átomos que intervienen en el enlace se encuentran, en realidad, en forma de iones.

Este tipo de enlace no forma moléculas discretas sino redes

cristalinas

En efecto, la fuerza de atracción entre iones actúa en todas

direcciones, de manera que cada ión positivo atrae a los iones

negativos próximos y viceversa. Cada ión se rodea del máximo número posible de iones de distinto signo, ordenándose y forma así las redes cristalinas.

El número de iones de distinto signo que rodean la cada ión se llama índice de coordinación y va a depender entre otros factores del tamaño relativo de los iones positivos y negativos.

estos. Siempre se conserva en el cristal a neutralidad eléctrica.

La fórmula NaCl nos indican, no que se ha unido un ión Na+ _{y un}

ión Cl− _{sino que existe el mismo número de iones Na}+ _{que de iones}

Cl−_.

Los cristales iónicos están formados por una unidad básica (llamada celda unidad) que se repite muchas veces en las tres direcciones del espacio, tal como se dibuja en la figura:.

l

Red cristalina

celda unidad del NaCl

o

Recuerde

ƒ

Algo más sobre las redes cristalinas

Cristales iónicos

Hemos visto ya anteriormente que, al estudiar la materia en estado sólido mediante los rayos X, podía conocerse la estructura interna de los cristales. Recalcábamos el hecho de que el empleo de las modernas técnicas de difracción de rayos X permitían diferenciar átomos de iones e incluso distinguir unos iones de otros.

El estudio cuidadoso de muchos cristales en los que la ordenación interna evidencia la existencia de iones llevó a los físicos al conocimiento de que en muchas ocasiones el ordenamiento interno no era demasiado riguroso en el sentido de que existían muy frecuentemente defectos en el cristal.

Dichos defectos consistían generalmente en que un ión está reemplazado por otro de análogo tamaño e idéntica carga, pero diferente. En otras ocasiones, los defectos consistían en la sustitución

de un ión por otro de mayor carga, de tal suerte que, para conservar el equilibrio eléctrico del cristal deben faltar otros.

Consecuencia de la fecuencia con que se presentan defectos en los cristales en los que existen iones -es más normal un cristal imperfecto que uno perfecto- es que en la mayoría de estas sustancias sólidas no se cumplen las leyes de la estequiometría.

Recordemos que dichas leyes de la

estequiometrías se establecieron como resultado

del estudio de reacciones en estado gaseoso, pues bien, en los sólidos lo más frecuente es el incumplimiento de las relaciones

estequiométricas.

El culto inicial a la molécula, en la física del estado sólido, desaparece.

Desde hace más de 50 años, los estudiosos del estado sólido introducen un nuevo concepto, el concepto de la no estequiometría del estado sólido. Por tanto, los sólidos iónicos de los que nos ocuparemos serán, en general, sólidos no estequiométricos.

Un cristal se origina como consecuencia de la repetición en las tres direcciones del espacio de un elemento de dicho cristal, de una celda elemental llamada siempre por ello celda unidad. En la figura de la izquierda se ha representado esta idea aunque para no dar excesiva complejidad al dibujo no se han distinguido unos iones de otros.

La realidad es que aún en cristales de estructura muy sencilla, la celda unidad no lo es tanto, y llegar a concluir cuál es la celda unidad de un cristal iónico resulta en ocasiones una tarea tediosa.

Advertimos ésto ya que pudiera pensarse que en compuestos tales como el NaCl la celda unidad es simple. En la figura de la izquierda para evidenciar ésto, se ha dibujado la celda unidad, cúbica centrada en las caras de la sal común.

De acuerdo con lo anterior los iones se organizan formando una red cristalina, la que sea, en donde cada uno de ellos ocupa un punto de dicha red. De lo ya estudiado, en relación con las interacciones electricas entre cargas se deduce que, obviamente, los iones se sitúan en ésos puntos de la red como consecuencia de la resultante neta de fuerzas

de naturaleza electrica que provoca el conjunto de iones . Admitir ese orden, como consecuencia de las interacciones de tipo eléctrico, no es difícil.

Más difícil es entender el cómo es posible que dos átomos asilados "decidan" convertirse en iones para construir tan complicada red. Es obvio que la "decisión" obedece a razones fundamentadas en leyes de la naturaleza y no "voluntades" de iones.

Recordemos el aspecto energético

Dos átomos aislados pueden "decidir" organizarse bajo la forma de una red cristalina y formar un compuesto, una molécula (si en éste caso se puede hablar de molécula discreta) si razones de tipo

energético lo justifican. Es decir, si el estado final al que llegan tiene

menor contenido energético que la situación de partida. Salvo otras consideraciones que por ahora desconocemos, sabemos que un sistema evoluciona de forma natural hacia situaciones de menor contenido de energía...por éso caen los cuerpos...

Hagamos, otra vez, un balance energético de forma muy simple.

Para que un átomo aislado se transforme en un ión negativo, hay que arrancárselo. Arrancarlo supone una aportación energética que equivale a llevarle su electrón al infinito. A la cantidad de energía que hace falta suministrar a un átomo para transformarlo en un ión se le denomina primer potencial de ionización. Es decir, para realizar el proceso:

M −−−> M +_{+ e} −

es preciso suministrar la energía, que llamaremos a partir de ahora potencial de

ionización, y de representaremos por :

Por otra parte, deben existir, para formar la unión química iones positivos.

Es decir, debe poder tener lugar el proceso:

X + e − _{−−−> X} −

La aceptación de un electrón por parte de un átomo neutro tiene lugar con desprendimiento de energía. Es decir, se libera en el anterior proceso una cantidad de energía llamada siempre con el nombre de afinidad electrónica.

∆ H =− E x

Propiedades características de las sustancias con enlace iónico

Nos centraremos en algunas propiedades físicas que estudiaremos en los distintose enlaces.

Estas propiedades son las siguientes:

Puntos de fusión

Las sustancias iónicas a temperatura ambiente son sólidas, para pasar a estado líquido necesitan una aportación energética que permita separar los iones y que estos consigan una mayor movilidad. En definitiva, hay que romper la red cristalina. Puesto que este es muy estable, ya que se produjo un importante desprendimiento de energía en su formación, será necesario una gran aportación de energía para romperlo.

En general, los puntos de fusión serán elevados y están en relación directa con la energía reticular de los dichos compuestos.

Dureza

La dureza de un sólido se determina rayando su superficie, es decir rompiendo enlaces en la superficie. Puesto que lo enlace iónico es muy estable, será difícil rayar los sólidos iónicos.

Solubilidad

Cuando una sustancia se disuelve en otra, lo que ocurre es que las moléculas de cada una de ellas se separan y a continuación se mezclan las moléculas de una con las moléculas de la otra sustancia. Este proceso es tanto más favorable cuanto más parecida sea la naturaleza de las fuerzas que unen las moléculas de las sustancias que se han de mezclar.

En las sustancia iónicas, las fuerzas que mantienen unidas a sus iones son de tipo eléctrico.

En consecuencia, estas sustancia se disolverán fácilmente en los denominados disolventes polares, como el agua.

Al disolverse una sustancia en agua se desmorona o se deshace el cristal iónico, pues los iones se atraen con menos fuerza en el agua que en el aire (la constante dieléctrica del agua es 80) y además las moléculas de agua atraen a los iones,

arrancándolos de la red cristalina.

Como consecuencia de ello, los iones llegan a separarse, para teminar totalmente independientes en el seno de la sustancia dipolar que desmoronó y rompió el cristal por medio de un cincel

eléctrico.

Una vez que los iones, ya libres, pululan por la disolución; lo hacen tapizados de un cortejo de moléculas del disolvente, por lo que decimos que están “solvatados”. Su tamaño, así rodeados, es mucho mayor que antes.

Condutividade eléctrica

Una sustancia es conductora de la electricidad si contiene cargas eléctricas que se puedan mover al aplicar un campo eléctrico.

Las sustancia iónicas contienen cargas eléctricas (iones positivos y negativos) pero estas se encuentran fijas en la red cristalina. Por lo tanto, en estado sólido no son conductoras de la electricidad. No obstante, en estado líquido o cuando están disueltas los iones se tienen movilidad.

Serán, por lo tanto, conductores de la electricidad cuando estén disueltas o en estado líquido. A las sustancia iónicas se les llama conductores de segunda especie.

o

Analicamos con algún detalle este proceso de conducción de

las sustancias iónicas.

Supongamos que ponemos en libertad a los iones que forman parte de un cristal iónico, puede hacerse mediante la fusión del cristal, pero es más sencillo hacerlo disolviendo el compuesto iónico en agua. En todo caso, sea cual fuere el procedimiento, dispondremos de un conjunto de iones en

libertad.

Si en el seno de la sal fundida o de la disolución introducimos dos láminas (electrodos) y las conectamos a una diferencia de potencial, creamos un campo eléctrico en la región que ocupan los iones libres. Dicho campo ejerce una fuerza sobre los iones, que como son de signo contrario, produce dos efectos: provoca una fuerza que hace emigrar a unos ( X-_{) hacia el ánodo (por}

mientras que sobre los otros ( M+_{) ejerce una fuerza contraria}

haciéndolos emigrar hacia el cátodo (por éso se les llama cationes).

Hay una doble corriente.

Ésto nos obligará a que exista un convenio para establecer el sentido de circulación de las corrientes eléctricas.

El fin de la migración de los iones trae funestas consecuencias sobre ellos. Éstos, al llegar a los correspondientes electrodos desaparecen como tales y se tranforman en átomos, disipándose como portadores de carga en virtud de las reacciones:

X − −−−−−>X 0 + e − M ++ e − −−−−−> M 0

El resultado neto de la transformación que tiene lugar es, obviamente, la suma de las dos ( semi ) reacciones precedentes:

M +_{+ X} − _{−−−−−>M} 0 _{+ X} 0

ecuación que evidencia que los iones han fenecido ya que se transformaron en sus

átomos correspondientes.

Consecuencia de ello es que el proceso de conducción provoca la destrucción progresiva de los portadores de carga. En definitiva, la disolución se hará cada vez menos conductora mientras que en los electrodos correspondientes se depositarán (uno a uno) los átomos de los elementos X y M. Este hecho, como luego vermos, tiene importantes aplicaciones prácticas, tanto si tiene lugar en la forma descrita como si, de modo forzado, somos capaces de llevar a cabo una reacción de este tipo en sentido inverso del que fue considerado aquí.

Aunque lo parezca, los electrones no han desaparecido, uno se ha depositado en el ánodo y otro fue robado del cátodo durante el proceso. Para que continúe la reacción, y no se detenga en breve tiempo, debe haber alguien que realizando trabajo lleve nuevamente dicho electrón al cátodo; ése alguien que genera trabajo, será llamado poco más adelante con el pomposo nombre de generador de fuerza

electro motriz . El proceso de conducción en las disoluciones y sales fundidas se conoce habitualmente con el nombre de lectro-lisis, ya que provoca la rotura o lisis de las moléculas como consecuencia de la conducción.

El fenómeno de electrolisis (conducción) en sales fundidas es axactamente como el que se ha descrito, pero en el caso de disoluciones aparece con frecuencia enmascarado.

En efecto, no es infrecuente que los átomos productos de la reacción de electrolisis, a posteriori, reaccionen con el disolvente (que hemos omitido a todos los efectos) y aparezcan otros productos finales resultado de esta segunda reacción. Es decir, se superpone una segunda reacción a la primera que, de alguna forma, la desvirtúa y la hace que, aparentemente, el resultado de la conducción de ,las disoluciones sea otro.

Fragilidad

A pesar de su estabilidad, las sustancia iónicas rompen fácilmente cuando son golpeadas, es decir, son frágiles.

Hemos visto que cada ión positivo está rodeado de iones negativos y viceversa. La atracción eléctrica los mantiene unidos.

Al ejercer una fuerza sobre el cristal, y como consecuencia, desplazar un conjunto de iones, se enfrentan

iones del mismo signo tal como

indicamos en la figura.

El resultado es que, ahora, al no estar enfrentados iones de signo contrario, las fuerzas atractivas se han convertido en repulsivas, lo que provoca la fractura del cristal.

Cuando se golpea el cristal pueden deasplazarse los iones y quedar enfrentados iones del mismo signo, apareciendo repulsión eléctrica donde antes había atracción. Por ahí romperá el cristal que, aunque muy duro, es también muy frágil.