Enlace iónico

El enlace iónico es un tipo de enlace químico que involucra la atracción electrostática entre iones de carga opuesta, o entre dos átomos con electronegatividades marcadamente diferentes, y es la principal interacción que ocurre en los compuestos iónicos. Es uno de los principales tipos de enlace junto con el enlace covalente y el enlace metálico. Los iones son átomos (o grupos de átomos) con carga electrostática. Los átomos que ganan electrones producen iones cargados negativamente (llamados aniones). Los átomos que pierden electrones forman iones cargados positivamente (llamados cationes). Esta transferencia de electrones se conoce como electrovalencia en contraste con la covalencia. En el caso más simple, el catión es un átomo metálico y el anión es un átomo no metálico, pero estos iones pueden ser de naturaleza más compleja, por ejemplo, iones moleculares comoNUEVA HAMPSHIRE
₄o SO
₄. En palabras más simples, un enlace iónico resulta de la transferencia de electrones de un metal a un no metal para obtener una capa de valencia completa para ambos átomos.

Es importante reconocer que no pueden existir enlaces iónicos limpios, en los que un átomo o molécula transfiere completamente un electrón a otro: todos los compuestos iónicos tienen algún grado de enlace covalente o intercambio de electrones. Por lo tanto, el término "enlace iónico" se da cuando el carácter iónico es mayor que el carácter covalente, es decir, un enlace en el que existe una gran diferencia de electronegatividad entre los dos átomos, lo que hace que el enlace sea más polar (iónico) que en enlace covalente donde los electrones se comparten más equitativamente. Los enlaces con carácter parcialmente iónico y parcialmente covalente se denominan enlaces covalentes polares.

Los compuestos iónicos conducen la electricidad cuando están fundidos o en solución, normalmente no cuando están sólidos. Los compuestos iónicos generalmente tienen un punto de fusión alto, dependiendo de la carga de los iones que los componen. Cuanto más altas sean las cargas, más fuertes serán las fuerzas cohesivas y mayor será el punto de fusión. También tienden a ser solubles en agua; cuanto más fuertes son las fuerzas cohesivas, menor es la solubilidad.

Visión de conjunto

Los átomos que tienen una capa de valencia casi llena o casi vacía tienden a ser muy reactivos. Los átomos que son fuertemente electronegativos (como es el caso de los halógenos) a menudo tienen solo uno o dos orbitales vacíos en su capa de valencia y con frecuencia se unen con otras moléculas o ganan electrones para formar aniones. Los átomos que son débilmente electronegativos (como los metales alcalinos) tienen relativamente pocos electrones de valencia, que pueden compartirse fácilmente con átomos que son fuertemente electronegativos. Como resultado, los átomos débilmente electronegativos tienden a distorsionar su nube de electrones y formar cationes.

Formación

El enlace iónico puede resultar de una reacción redox cuando los átomos de un elemento (generalmente metal), cuya energía de ionización es baja, ceden algunos de sus electrones para lograr una configuración electrónica estable. Al hacerlo, se forman cationes. Un átomo de otro elemento (generalmente no metálico) con mayor afinidad electrónica acepta uno o más electrones para lograr una configuración electrónica estable y, después de aceptar electrones, un átomo se convierte en un anión. Por lo general, la configuración electrónica estable es uno de los gases nobles para los elementos del bloque s y el bloque p, y configuraciones electrónicas estables particulares para los elementos del bloque d y el bloque f. La atracción electrostática entre los aniones y los cationes conduce a la formación de un sólido con una red cristalográfica en la que los iones se apilan de forma alterna. En tal entramado, normalmente no es posible distinguir unidades moleculares discretas, por lo que los compuestos formados no son de naturaleza molecular. Sin embargo, los iones en sí mismos pueden ser complejos y formar iones moleculares como el anión acetato o el catión amonio.

Por ejemplo, la sal común de mesa es el cloruro de sodio. Cuando el sodio (Na) y el cloro (Cl) se combinan, los átomos de sodio pierden cada uno un electrón, formando cationes (Na), y los átomos de cloro ganan cada uno un electrón para formar aniones (Cl). Luego, estos iones se atraen entre sí en una proporción de 1:1 para formar cloruro de sodio (NaCl).Na + Cl → Na + Cl → NaCl

Sin embargo, para mantener la neutralidad de carga, se observan relaciones estrictas entre aniones y cationes para que los compuestos iónicos, en general, obedezcan las reglas de la estequiometría a pesar de no ser compuestos moleculares. Para los compuestos que son de transición a las aleaciones y poseen enlaces iónicos y metálicos mixtos, es posible que este ya no sea el caso. Muchos sulfuros, por ejemplo, forman compuestos no estequiométricos.

Muchos compuestos iónicos se conocen como sales, ya que también pueden formarse por la reacción de neutralización de una base de Arrhenius como el NaOH con un ácido de Arrhenius como el HCl.NaOH + HCl → NaCl ₊ H2O

Se dice entonces que la sal NaCl está formada por el resto ácido Cl y el resto base Na.

La eliminación de electrones para formar el catión es endotérmica, elevando la energía general del sistema. También puede haber cambios de energía asociados con la ruptura de enlaces existentes o la adición de más de un electrón para formar aniones. Sin embargo, la acción del anión que acepta los electrones de valencia del catión y la subsiguiente atracción de los iones entre sí libera energía (red) y, por lo tanto, reduce la energía general del sistema.

El enlace iónico ocurrirá solo si el cambio de energía general para la reacción es favorable. En general, la reacción es exotérmica, pero, por ejemplo, la formación de óxido de mercurio (HgO) es endotérmica. La carga de los iones resultantes es un factor importante en la fuerza del enlace iónico, por ejemplo, una sal C A se mantiene unida por fuerzas electrostáticas aproximadamente cuatro veces más débiles que C A según la ley de Coulomb, donde C y A representan un catión y un anión genéricos. respectivamente. Los tamaños de los iones y el empaque particular de la red se ignoran en este argumento bastante simplista.

Estructuras

Los compuestos iónicos en estado sólido forman estructuras reticulares. Los dos factores principales para determinar la forma de la red son las cargas relativas de los iones y sus tamaños relativos. Algunas estructuras son adoptadas por varios compuestos; por ejemplo, la estructura del cloruro de sodio de sal de roca también es adoptada por muchos haluros alcalinos y óxidos binarios como el óxido de magnesio. Las reglas de Pauling proporcionan pautas para predecir y racionalizar las estructuras cristalinas de los cristales iónicos.

Fuerza de la unión

Para un compuesto iónico cristalino sólido, el cambio de entalpía en la formación del sólido a partir de iones gaseosos se denomina energía de red. El valor experimental de la energía de la red se puede determinar utilizando el ciclo de Born-Haber. También se puede calcular (predecir) utilizando la ecuación de Born-Landé como la suma de la energía potencial electrostática, calculada sumando las interacciones entre cationes y aniones, y un término de energía potencial repulsiva de corto alcance. El potencial electrostático se puede expresar en términos de separación interiónica y una constante (constante de Madelung) que tiene en cuenta la geometría del cristal. Cuanto más lejos del núcleo, más débil es el escudo. La ecuación de Born-Landé da un ajuste razonable a la energía de red de, por ejemplo, cloruro de sodio, donde el valor calculado (previsto) es −756 kJ/mol,En solución acuosa, la fuerza de unión se puede describir mediante la ecuación de Bjerrum o Fuoss como función de las cargas de los iones, independientemente de la naturaleza de los iones, como la polarizabilidad o el tamaño. La fuerza de los puentes salinos se evalúa con mayor frecuencia mediante mediciones de equilibrio entre moléculas que contienen sitios catiónicos y aniónicos, la mayoría de las veces en solución. Las constantes de equilibrio en el agua indican contribuciones de energía libre aditiva para cada puente salino. Otro método para la identificación de enlaces de hidrógeno también en moléculas complicadas es la cristalografía, a veces también la espectroscopia de RMN.

Las fuerzas atractivas que definen la fuerza del enlace iónico pueden modelarse mediante la Ley de Coulomb. Las fuerzas de enlace iónico son típicamente (los rangos citados varían) entre 170 y 1500 kJ/mol.

Efectos de potencia de polarización

Los iones en redes cristalinas de compuestos puramente iónicos son esféricos; sin embargo, si el ion positivo es pequeño y/o está muy cargado, distorsionará la nube de electrones del ion negativo, un efecto resumido en las reglas de Fajans. Esta polarización del ion negativo conduce a una acumulación de densidad de carga adicional entre los dos núcleos, es decir, a una covalencia parcial. Los iones negativos más grandes se polarizan más fácilmente, pero el efecto suele ser importante sólo cuando están involucrados iones positivos con cargas de 3+ (p. ej., Al). Sin embargo, 2+ iones (Be) o incluso 1+ (Li) muestran cierto poder de polarización porque sus tamaños son muy pequeños (p. ej., LiI es iónico pero tiene algunos enlaces covalentes presentes). Tenga en cuenta que este no es el efecto de polarización iónica que se refiere al desplazamiento de iones en la red debido a la aplicación de un campo eléctrico.

Comparación con el enlace covalente

En el enlace iónico, los átomos están unidos por la atracción de iones de carga opuesta, mientras que en el enlace covalente, los átomos están unidos compartiendo electrones para lograr configuraciones electrónicas estables. En el enlace covalente, la geometría molecular alrededor de cada átomo está determinada por las reglas VSEPR de repulsión del par de electrones de la capa de valencia, mientras que, en los materiales iónicos, la geometría sigue las reglas de empaquetamiento máximo. Se podría decir que el enlace covalente es más direccionalen el sentido de que la sanción energética por no adherirse a los ángulos de enlace óptimos es grande, mientras que el enlace iónico no tiene tal sanción. No hay pares de electrones compartidos para repelerse entre sí, los iones simplemente deben empaquetarse de la manera más eficiente posible. Esto a menudo conduce a números de coordinación mucho más altos. En NaCl, cada ion tiene 6 enlaces y todos los ángulos de enlace son de 90°. En CsCl, el número de coordinación es 8. En comparación, el carbono suele tener un máximo de cuatro enlaces.

El enlace puramente iónico no puede existir, ya que la proximidad de las entidades involucradas en el enlace permite cierto grado de densidad electrónica compartida entre ellas. Por lo tanto, todo enlace iónico tiene algún carácter covalente. Por tanto, el enlace se considera iónico cuando el carácter iónico es mayor que el carácter covalente. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los dos tipos de átomos involucrados en el enlace, más iónico (polar) será. Los enlaces con carácter parcialmente iónico y parcialmente covalente se denominan enlaces covalentes polares. Por ejemplo, las interacciones Na-Cl y Mg-O tienen un pequeño porcentaje de covalencia, mientras que los enlaces Si-O suelen ser ~50 % iónicos y ~50 % covalentes. Pauling estimó que una diferencia de electronegatividad de 1,7 (en la escala de Pauling) corresponde a un 50% de carácter iónico, por lo que una diferencia superior a 1.

El carácter iónico en los enlaces covalentes se puede medir directamente para átomos que tienen núcleos cuadripolares (H, N, Br, Cl o I). Estos núcleos son generalmente objeto de estudios de resonancia nuclear cuadripolar NQR y resonancia magnética nuclear NMR. Las interacciones entre los momentos Q del cuadrupolo nuclear y los gradientes de campo eléctrico (EFG) se caracterizan mediante las constantes de acoplamiento del cuadrupolo nuclearQCC =e q _zz q/h

donde el término eq _zz corresponde a la componente principal del tensor EFG y e es la carga elemental. A su vez, el gradiente del campo eléctrico abre el camino a la descripción de los modos de enlace en las moléculas cuando los valores de QCC se determinan con precisión mediante métodos de RMN o NQR.

En general, cuando el enlace iónico ocurre en estado sólido (o líquido), no es posible hablar de un solo "enlace iónico" entre dos átomos individuales, porque las fuerzas cohesivas que mantienen unida la red son de naturaleza más colectiva. Esto es bastante diferente en el caso del enlace covalente, donde a menudo podemos hablar de un enlace distinto localizado entre dos átomos particulares. Sin embargo, incluso si el enlace iónico se combina con alguna covalencia, el resultado no eslazos necesariamente discretos de carácter localizado. En tales casos, el enlace resultante a menudo requiere una descripción en términos de una estructura de banda que consta de orbitales moleculares gigantes que se extienden por todo el cristal. Por lo tanto, la unión en el sólido a menudo conserva su naturaleza colectiva en lugar de localizada. Cuando la diferencia de electronegatividad disminuye, el enlace puede dar lugar a un semiconductor, un semimetal o, finalmente, a un conductor metálico con enlace metálico.