Ilustración El número de coordinación en el NaCl es 6:6. Cada ion esta rodeado por seis iones que tienen carga opuesta a él.

Transcripción

1 ENLACE IÓNICO Tú sabes que existen sustancias que forman sólidos cristalinos con altos puntos de fusión, que no conducen la corriente en estado sóliso pero se vuelven buenos conductores al fundirlos o disolverlos en agua. Se considera razonable suponer que están compuestos por partículas con carga positiva y negativa, acomodadas en el espacio de manera que se puedan maximizar las atracciones entre cargas opuestas, y las repulsiones entre cargas iguales se minimicen. Esto sucede cuando en el arreglo de esas partículas cargadas o iones, los positivos se encuentran rodeados de negativos como primeros vecinos y viceversa, como en el caso del cloruro de sodio. En el cloruro de sodio (NaCl), cada ion Na + tiene a su alrededor seis iones Cl -, colocados en los vértices de un octaedro, mientras que a su vez, cada ion Cl - está dentro de un octaedro formado por seis iones Na +. Por esta razón se dice que el número de coordinación del Na + en el NaCl es de 6:6. Esto se puede ver en las Ilustración 15.1 y Ilustración El número de coordinación en el NaCl es 6:6. Cada ion esta rodeado por seis iones que tienen carga opuesta a él. El número de coordinación de un ion dentro de una estructura cristalina, es el número de iones con carga opuesta que tiene como primeros vecinos.

2 Ilustración Cloruro de sodio en forma de un gran cubo de la sal. Sin embargo, no todos los sólidos cristalinos se arreglan igual. Dependiendo de la estequiometría de la sal (AB, AB 2, A 2 B 3, etcétera) y del tamaño de los cationes y los aniones, existen otros arreglos cristalinos. En las estructuras siempre se busca que el acomodo en el espacio presente máximas atracciones entre cargas opuestas y mínimas repulsiones entre cargas iguales (ver en las ilustraciones 15.2 a, b y c algunos ejemplos). Ilustración 15.2 a. Estructura del sulfuro de zinc a) Blenda de zinc b) Wurtzita

3 Ilustración 15.2 b. Estructura del óxido de titanio, TiO 2. Ilustración 15.2 c. Estructura del fluoruro de calcio, CaF 2, y muestra de un cristal de fluorita Razón de radios y empaquetamiento En los sólidos existentes en la naturaleza, los átomos o iones que los conforman se encuentran ordenados en lo que se conoce como un empaquetamiento compacto, en el que se acomodan la mayor cantidad posible de átomos o iones por unidad de volumen. Un empaquetamiento compacto de esferas en un plano se muestra en la Ilustración 15.1a. La manera de colocar una segunda capa de esferas sobre ésta, de modo que el empaquetamiento sea lo más

4 compacto posible, es colocándolas sobre los huecos de la primera capa, como se ve en la ilustración. Para colocar la tercera capa de esferas, surgen dos posibilidades. La primera es ponerlas de modo que queden alineadas con las de la primera capa, en lo que se conoce como un empaquetamiento hexagonal compacto, o bien se puede colocar la tercera capa de esferas desplazadas con respecto a la primera, en lo que se conoce como un empaquetamiento cúbico compacto. En la Ilustración 15.1b queda claro por qué estos empaquetamientos reciben los nombres de hexagonal y cúbico. Ilustración 15.1 Ejemplos de empaquetamiento. a) Empaquetamiento compacto de esferas en un plano. b) En esta figura se puede observar el empaquetamiento hexagonal y cúbico.

5 Como generalmente los aniones son más grandes que los cationes, imaginemos que estos empaquetamientos de esferas están constituidos únicamente por aniones, y que los cationes se acomodan en los huecos que quedan entre las capas sucesivas de aniones. En la Ilustración se muestran los dos tipos de huecos que existen entre dos capas adyacentes de aniones en un empaquetamiento compacto: huecos tetraédricos, rodeados de 4 aniones, y huecos octaédricos, rodeados de seis aniones. Como los huecos tetraédricos son más pequeños que los huecos octaédricos, la ocupación de unos u otros por los cationes dependerá de la relación entre el tamaño de los cationes y el tamaño de los aniones, para lo cual se utiliza la relación de los radios iónicos, r + /r -. Ilustración Tipos de huecos presentes en dos capas adyacentes de aniones en un empaquetamiento compacto. A) Los huecos se encuentran por debajo de las esferas marcadas con una cruz. B) Los huecos octaédricos se observan como puntos blancos entre las esferas (señalado a la derecha con un tríangulo abajo de cuyo centro está el hueco.

6 En la Tabla15. 1 se muestran algunos ejemplos de geometría para sustancias iónicas con diversas razones de radios. En la Ilustración se observan las estructuras cristalinas correspondientes. Tabla15. 1 Relación de radios, número de coordinación del catión y geometría para algunos ejemplos de sólidos cristalinos. Razón de radios r + /r - No. de coordinación del catión Geometría Ejemplo r + /r - < Tetraédrica ZnS < r + /r - < Octaédrica NaCl, TiO < r + /r - < Cúbica CsCl, CaF 2 Ilustración Ejemplos de estructuras cristalinas. A) sulfuro de zinc (ZnS) en sus dos formas cristalinas. B) Fluorita, CaF 2. C) Óxido de titanio (TiO 2 ) en su forma cristalina llamada rutilo. D) Estructura cúbica centrada en el cuerpo CsCl d)

7 Energía de red cristalina Los iones en un cristal se acomodan de manera que las repulsiones sean mínimas y las atracciones máximas. La energía que mantiene unidos a los iones en un cristal se puede evaluar cuantitativamente. Supongamos que tenemos solamente un catión M + y un anión X -, inicialmente separados a una distancia infinita y que los acercamos hasta llegar a su distancia de enlace, r. M + (g) + X - (g) MX(g) La energía potencial de este sistema, en el que la interacción es sólo electrostática, se deriva de la ley de Coulomb, y es igual a E = + Z Z e 4πε r 0 2 donde Z + y Z - son respectivamente la carga del catión y del anión, e es la unidad de carga o carga del electrón, x C, r es la distancia que separa al catión del anión, 4πε 0 = 1/κ es el término correspondiente a la permisividad del vacío de la ley de Coulomb y vale x C 2 J -1 m -1.

8 Esta energía se conoce como la energía potencial electrostática y es la energía existente entre un par de iones. Cuando las partículas tienen cargas opuestas sabemos que se atraen, al igual que reconocemos que las partículas con cargas iguales se repelen. Si las cargas son opuestas, la energía potencial electrostática tiene forzosamente signo negativo, con lo cual concluimos que la energía potencial electrostática será negativa cuando en el sistema haya interacciones atractivas. La energía potencial electrostática es la energía existente entre un par de iones, y tiene signo negativo por tratarse de una interacción entre partículas de signos opuestos. Como las partículas tienen signos opuestos, la interacción es atractiva y la energía potencial electrostática es negativa. Esta expresión sólo nos sirve para describir la energía potencial de un par de iones de cargas opuestas y separados por una distancia r, pero si queremos describir la energía potencial en un cristal compuesto por una gran cantidad de aniones y cationes, será necesario tomar en cuenta todas las atracciones y repulsiones que se dan en ese cristal, que serán distintas según sea el tipo de arreglo geométrico en el que se encuentren acomodados los iones. Es decir, la expresión completa deberá incluir términos negativos, que representan las atracciones entre iones de carga opuesta, y términos positivos, que representan las repulsiones entre iones de la misma carga.

9 Ilustración Max Born ( ). Físico alemán que adoptó después la nacionalidad británica. Obtuvo el premio Nobel de Física en 1954 por su interpretación estadística del cuadrado de la función de onda. Fue maestro de cuatro premios Nobel: Fermi, Heisenberg, Stern y Pauli. Para resolver este problema, Max Born y Alfred Landé desarrollaron una ecuación que permite calcular el cambio de energía asociado a la formación de un mol de MX cristalino a partir de un mol de iones M + y un mol de iones X -, en estado gaseoso, M + (g) + X - (g) MX(s) A esta cantidad se le llamó energía de red cristalina, U o, y la fórmula que dieron para calcularla es la siguiente: U o ANZ Z + = 4 or0 e n πε (15.1) En esta ecuación, N es el número de Avogadro, x10 23 mol -1, necesario porque se considera la formación de un mol de MX; A es la constante de Madelung (consiste de la enorme suma de términos atractivos entre cargas de diferente signo y de los términos repulsivos, entre cargas con el mismo signo). La constante de Madelung es distinta para los diferentes arreglos cristalinos porque toma en cuenta las atracciones y las repulsiones entre los iones de

10 distinta carga que componen el cristal, según su disposición geométrica. En la Tabla15. 2 se presentan valores de la constante de Madelung para algunos cristales iónicos. Tabla15. 2 Constantes de Madelung para algunos cristales iónicos. Estructura Cloruro de cesio (CsCl) Cloruro de sodio (NaCl) Número de coordinación A (constante de Madelung) 8: : Blenda de zinc (ZnS) 4: Wurtzita (ZnS) 4: Fluorita (CaF 2 ) 8: Rutilo (TiO 2 ) 6: El valor de n en la ecuación (15.1) corresponde al llamado exponente de Born. Algunos ejemplos de estos valores se presentan en la Tabla En la misma tabla se observa la configuración electrónica del ion abreviada utilizando el símbolo del gas inerte correspondiente. Tabla15. 3 Valores del exponente de Born para distintos iones. Configuración electrónica del ion Ejemplo [He] Li +, Be 2+ 5 [Ne] Na +, Mg 2+, F -, O 2-7 [Ar] K +, Ca 2+, Cl -, S 2-9 [Kr] Rb +, Sr 2+, Br - 10 [Xe] Cs +,Ba 2+, I - 12 n

11 La energía de red cristalina es el cambio de energía asociado a la formación de un mol de MX cristalino a partir de un mol de iones M + y un mol de iones X -, en estado gaseoso. PROBLEMA : Energía de red cristalina Utiliza los siguientes datos para calcular la energía de red cristalina del cloruro de sodio mediante la ecuación de Born-Landé. Datos: A = (constante de Madelung para un arreglo tipo NaCl) N = x mol -1 (Número de Avogadro) Z + = 1 (la carga del ion Na + ) Z - = -1 (la carga del ion Cl - ) e = x C (la carga de un electrón) 4πε 0 = x C 2 J -1 m -1. r 0 = 2.81 x m (la suma de los radios iónicos de Na + y Cl - ) n = 8 (promedio de los valores para el Na y el Cl, se obtiene de la Tabla15. 3) + ANZ Z e 4πε r 1 ( )(6.022x10 1 = n ( x10 mol )( + 1)( 1)(1.6021x10 1 m )(2.83x10 m) U = o C J 10 o 0 19 C) U o = - 750, J mol -1 = kj mol -1 Esto quiere decir que al reaccionar un mol de iones Na + con un mol de iones Cl -, ambos en estado gaseoso, para dar un mol de NaCl cristalino, se desprenden kilojoules de energía, o bien que un mol de NaCl es kilojoules más estable que un mol de iones gaseosos de Na + y un mol de iones gaseosos de Cl - por separado.

12 Pero, estará bien? Al desarrollar estas ecuaciones para cuantificar la interacción entre las partículas que forman un sólido cristalino, se supuso que algunas de ellas tenían carga eléctrica positiva y otras negativa y que ésta era la única causa de que estuvieran unidas. Es decir, se propuso un modelo 100% electrostático para describirlas. Los valores de U o que se obtienen utilizando la ecuación de Born- Landé, son meramente teóricos, basados en un modelo. Para poder evaluar la calidad de este modelo, debemos comparar el valor teórico para la energía desprendida en el proceso M + (g) + X - (g) MX (s) contra un valor medido experimentalmente. Esta reacción, así como está planteada en la ecuación anterior, es imposible de llevar a cabo en el laboratorio. No es viable tener por un lado un mol de iones Na + en estado gaseoso, entre los que no exista ningún tipo de interacción, y por otro un mol de iones Cl - en las mismas condiciones, para luego ponerlos en contacto y obtener un cristal de cloruro de sodio. Sin embargo, gracias a la primera ley de la termodinámica, podemos plantear un ciclo termoquímico como el que se presenta en la Ilustración 15. 5, que se conoce como el ciclo de Born-Haber.

13 Ilustración Ciclo de Born-Haber para el cloruro de sodio. En este ciclo podemos expresar al cambio de entalpía estándar de formación como: H f = E at (Na) + E dis (Cl) + I 1 (Na) A.E (Cl) + U o E at (Na) es la energía de atomización del Na y corresponde a la energía necesaria para llevar a la fase gaseosa (atómica) a un mol de Na, es decir, la suma de la entalpía de fusión más la entalpía de vaporización; E dis (Cl) es la energía de disociación del Cl 2, es decir, es la energía necesaria generar un mol de átomos de Cl a partir de media mol de moléculas de Cl 2 ; I 1 (Na) es la primera energía de ionización del sodio, es decir, es la energía necesaria para generar un mol de iones Na + gaseosos a partir de un mol de átomos de Na 0 en estado gaseoso; A.E. (Cl) es la afinidad electrónica del cloro. Recuerda que la afinidad electrónica la definimos como la energía necesaria para quitarle un mol de electrones a un mol de aniones, y con eso producir un mol de átomos neutros. Si observas en el ciclo de la

14 Ilustración 15. 5, en este caso la flecha indica que necesitamos producir Cl - a partir de Cl. Este es el proceso inverso al indicado por la afinidad electrónica. Por lo mismo, en lugar de sumar la afinidad electrónica la restamos, o lo que equivale a decir que le cambiamos el signo a la afinidad electrónica (observa la Ilustración para que te quede más claro). La energía involucrada en el proceso descrito tiene un valor negativo, pues se desprende energía, no se necesita energía para llevarlo a cabo; Ilustración Afinidad electrónica del cloro y de su proceso inverso. (Se anexa original en disco y copia en papel) U o es el valor de la energía de red cristalina, calculada mediante la ecuación de Born-Landé; H f es el cambio de la entalpía estándar de formación del NaCl, determinado experimentalmente y cuyo valor se encuentra en tablas. Es muy importante que notes que Uo es el único valor calculado mediante un modelo teórico, y que todos los demás valores han sido determinados experimentalmente. De acuerdo con esta ecuación, podemos despejar el valor de U 0 y obtener una expresión para la energía de red cristalina que depende solamente de valores experimentales, U o = H f - E at (Na) - E dis (Cl) I 1 (Na) + A.E. (Cl) Así se obtiene un valor que podemos considerar experimental para la energía asociada al proceso Na + (g) + Cl - (g) NaCl (s)

15 aún cuando no se realizó el experimento específico. La energía de red cristalina se considera experimental, porque su cálculo se basa en la suma algebraica de valores experimentales. PROBLEMA : Ciclo de Born-Haber Utiliza los datos siguientes para obtener un valor experimental de U o para el NaCl mediante un ciclo de Born-Haber y compáralo con los valores teóricos obtenidos con la ecuación de Born-Landé. Datos: H f (NaCl) = kj mol -1 E at (Na)= E dis (Cl) = kj mol -1 I 1 (Na) = kj mol -1 A.E (Cl) = kj mol -1 U o = H f - E at (Na) - E dis (Cl) - E.I (Na) + A.E (Cl) = kj mol -1 Con la ecuación de Born-Landé, el valor es U o = kj mol -1 El valor que obtuvimos con la ecuación de Born-Landé presenta una diferencia de solamente el 4.6% con respecto al valor experimental. Con el resultado del ejemplo anterior se puede ver que el modelo teórico describe con acierto el problema. La suposición de que las interacciones entre las partículas que forman esta sustancia son solamente electrostáticas es correcta. Criterio de ionicidad. Un compuesto se considera iónico si al utilizar la expresión de la energía de red cristalina podemos, mediante un ciclo de Born-Haber, obtener un valor de H f cercano al experimental.

16 En la frontera de los modelos de enlace. Las reglas de fajans Ya estudiamos que el radio de los aniones es mayor que el de las especies neutras, y que el radio de los cationes es más pequeño todavía. Por eso podemos decir que los aniones son más voluminosos que los cationes. Además, los electrones en los aniones están menos atraídos por el núcleo, debido a que hay más electrones alrededor del núcleo que protones en ese núcleo. Para comprender esta sección es muy importante el concepto de polarización. Si consideramos que los electrones forman como una nube de electrones alrededor del núcleo, podremos decir que la nube electrónica de un anión es más susceptible de ser deformada polarizada ante la presencia de una carga, que la de un átomo neutro, porque la nube en el anión está menos atraída por el núcleo. En los cationes hay menos electrones en la nube que protones en el núcleo. Por esta razón, los electrones están más atraídos hacia el núcleo y la nube es más difícil de deformar. Un catión es más difícil de polarizar que un átomo neutro. Cualquier especie cargada catión o anión puede, en principio, provocar polarización en una especie vecina. Como los cationes son más pequeños, su densidad de carga es mayor, con lo cual su poder polarizante también es mayor. Así, un catión puede polarizar a otra especie más fácilmente que un anión, pero un anión se puede polarizar más fácilmente que un catión. Por eso se clasifican como especies polarizantes a los cationes, y especies polarizables a los aniones.

17 Consideraremos que el catión es la especie polarizante y el anión es la especie polarizable. En la Ilustración 15.7 se esquematiza la polarización de un anión por un catión y los diferentes grados de covalencia. Ilustración 15.7 Diferentes grados de polarización del anión por la presencia del catión. A) Enlace iónico sin polarización. B) Enlace iónico parcial (con polarización) C) Enlace covalente polar. Kasimir Fajans publicó en 1923 un análisis sobre el carácter parcialmente covalente de los enlaces predominantemente iónicos, que se conoce generalmente como las reglas de Fajans. Estas reglas están basadas en la posibilidad que tiene un anión de polarizarse, y en el poder polarizante que tiene un catión. Cuando un catión polariza considerablemente la nube electrónica de un anión, el carácter electrostático del enlace disminuye, aumentando el grado de covalencia. Este efecto es más pronunciado si, el catión tiene mayor carga y/o menor tamaño, el anión tiene mayor carga y/o mayor tamaño, o el catión no tiene una configuración de gas noble, es decir, proviene de un átomo neutro del bloque d o p.

18 Efectos observables de la polarización Una propiedad física de las sustancias, con la que se puede observar un cambio al aumentar la posibilidad de polarización en los enlaces, es la temperatura de fusión, ya que una disminución en el punto de fusión puede asociarse con un mayor carácter covalente. En la Ilustración se muestra esquemáticamente qué sucede con un conjunto de cationes y aniones cuando entra en juego la polarización. Hay que considerar que no sólo tiene lugar la deformación del anión, sino que parte de su carga en exceso se derrama sobre el catión, provocando la covalencia parcial en un enlace iónico. Decimos que ese derrame de carga significa covalencia porque ahora la carga originalmente asignada al anión está rodeando también al catión, como si estuvieran compartiendo carga las dos especies, como en un enlace covalente. Este efecto de aparición de covalencia en el enlace iónico hace que disminuya la temperatura de fusión. Ilustración Polarización de un enlace en una red cristalina y sus efectos sobre los otros iones.

19 En la Tabla15. 4 se muestran valores de la temperatura de fusión de algunos compuestos. Puedes comparar las temperaturas de fusión de compuestos análogos y ver cómo la temperatura de fusión disminuye al aumentar el poder polarizante del catión o la polarizabilidad del anión. Tabla15. 4 Temperatura de fusión de algunos compuestos. Compuesto Explicación Temperatura de fusión ( C) BeCl CaCl 2 Los cationes tienen la misma carga (+2). El berilio es el más pequeño, 772 BaCl 2 tiene mayor poder polarizante, menor temperatura de fusión. 963 NaBr La carga del catión es distinta. 755 MgBr 2 Na(+1), Mg(+2), Al(+3). El catión con mayor carga es más polarizante, y su bromuro tiene 700 AlBr 3 menor temperatura de fusión LiF Mismo catión, distinto anión. El 870 LiCl anión tiene la misma carga (-1). El yoduro es el más grande, y por lo 613 LiBr mismo, el más polarizable, lo que explica que tenga la temperatura 547 de fusión menor. LiI 446 BaCl 2 Todos los cationes tienen la misma 963 CaCl 2 carga. El Hg(+2) no tiene configuración de gas noble, ya que mercurio 772 HgCl 2 es del bloque d, por tanto, es más polarizante, su temperatura de fusión es la más baja. 276 PROBLEMA RESUELTO: Polarización y covalencia 1. Los cationes son las especies que polarizan, y su poder polarizante es mayor si se trata de un catión de elevada carga y/o pequeño radio. Los cationes de elementos del bloque d ó p son más polarizantes que los del bloque s, que tienen

20 configuración de gas noble. Con este criterio podemos señalar al catión más polarizante en cada una de las siguientes parejas: Be 2+, Li + el Be 2+ es más polarizante pues tiene mayor carga y menor radio Na +, Cs + menor El Na + es más polarizante porque su radio iónico es Ca 2+, Hg 2+ Estos dos cationes tienen la misma carga y radio iónicos muy similares, pero el Hg 2+ es más polarizante por ser un ion del bloque d Rb +, Al 3+ El Al 3+ tiene mayor carga y menor radio iónico que el Rb +, por eso es más polarizante. Ba 2+, Pb 2+ Aunque tienen la misma carga, el poder polarizante del Pb 2+ es mayor por tener un radio iónico menor y principalmente ser un ion del bloque p. 2.- Los aniones son las especies que se polarizan. Los aniones más polarizables son lo que tienen mayor carga y mayor tamaño. Con este criterio podemos señalar al anión más polarizante en cada una de las siguientes parejas: Cl, I el yoduro es más polarizable por ser más grande. Cl -, S 2- el sulfuro es más polarizable por tener mayor carga. O 2-, N 3- el nitruro es más polarizable por tener mayor carga. O 2, F el óxido es más polarizable por tener mayor carga 3.- El grado de covalencia de un compuesto binario aumenta cuando el catión tiene un mayor poder polarizante y/o cuando el anión es más polarizable. Con este criterio señalamos al compuesto con mayor carácter covalente en cada pareja

21 NiS, MgO El NiS tiene mayor carácter covalente porque el Ni 2+ es más polarizante que el Mg 2+ y el S 2- es más polarizable que el O 2- LiF, LiI El LiI tiene mayor carácter covalente porque el yoduro es más polarizable que el fluoruro. K 2 O, K 2 Se El selenuro de potasio tiene más carácter covalente puesto que el selenuro es más polarizable que el óxido SnCl 2, CaCl 2, El cloruro de estaño tiene mayor carácter covalente porque el Sn 2+ es un catión más polarizante, por estar en el bloque p. AlCl 3, AlF 3 El cloruro de aluminio tiene mayor carácter covalente porque el cloruro es más polarizable que el fluoruro. RESUELVE LA PREGUNTA: Polarización y covalencia 1. En cada una de las siguientes parejas de cationes, elige al que tenga el mayor poder polarizante: Mg 2+, Na + Li +, K + Li +, Al 3+ Mg 2+, Pb 2+ Ca 2+, Sn 2+ Cs +, Al 3+ Ca 2+, Pb 2+ Mg 2+, Zn En cada una de las siguientes parejas de aniones, elige al que sea más polarizable:

22 F, Br F, O 2- Br, S 2 Cl, S 2 O 2, Se 2 I, I 3 SCN, CN 3. En cada una de las siguiente parejas de compuestos, elige al compuesto en el que el enlace tenga un mayor carácter covalente: FeS, CaO KF, LiBr Na 2 O, Na 2 Se PbI 2, MgI 2, Ag 2 S, Na 2 O AlI 3, AlCl 3 RESUELVE LAS DE OPCIÓN MÚLTIPLE 1. El cociente de los radios iónicos del Na + y del Cl - es 0.694, mientras que el del Rb + y el Cl - es 0.994, por ello: a) Ninguna de las siguientes b) el NaCl tiene unos números de coordinación 6:6, mientras que el RbCl tiene 8:8 c) el NaCl tiene una estructura cúbica simple, mientras que el RbCl tiene una hexagonal d) el NaCl tiene una estructura hexagonal de empaquetamiento denso, mientras que el RbCl tiene una cúbica entrada en el cuerpo e) el NaCl es un compuesto iónico y el RbCl es covalente polar

23 2. Las reglas de Fajans indican que mientras: f) mayor polarización se dé sobre el anión más covalente será el enlace. g) más grande es, más polarizante es el catión h) tenga configuración de gas noble más polarizante es el catión i) menos polarizante es el catión mayor contribución covalente en el enlace j) más polarizable es el anión, más polarizante es el catión 3. Aplica las reglas de Fajans para estimar en cuál de los siguientes apartados se encuentran los compuestos ordenados crecientemente por su punto de fusión a) AlCl 3, AlF 3, AlBr 3 b) AlCl 3, AlBr 3, AlF 3 c) AlF 3, AlCl 3, AlBr 3 d) AlF 3, AlBr 3, AlCl 3 e) AlBr 3, AlCl 3, AlF 3

24 La polarización también se correlaciona con la temperatura a la cual se descomponen los carbonatos, de acuerdo con la siguiente ecuación: MCO 3 MO + CO 2 La descomposición del carbonato se favorece porque, al aumentar el poder polarizante del catión, atrae hacia sí a la nube electrónica de uno de los átomos de oxígeno del carbonato. Esto debilita el enlace C-O y favorece la ruptura de éste, para dar CO 2 y el óxido metálico. En la Tabla15. 5 se muestran ejemplos de la temperatura de descomposición para algunos carbonatos. Analiza los valores de la Tabla15. 5 y explica la temperatura de descomposición de los carbonatos con base en el poder polarizante del catión correspondiente. Tabla15. 5 Temperatura de descomposición para algunos carbonatos. Compuesto Temperatura de descomposición ( C) BeCO MgCO CaCO SrCO BaCO ZnCO PbCO 3 315