Enlace iónico. Propiedades de los compuestos iónicos

Transcripción

1 Enlace iónico Un ión no es más que un átomo o molécula que ha perdido su neutralidad eléctrica, debido a que ha perdido o ganado electrones de su capa externa El enlace iónico está presente en todos los compuestos iónicos, es decir, aquellos formados por la unión de un catión (Ion positivo) y un anión (Ion negativo). Forman cationes aquellos elementos con baja energía de ionización (izquierda de la tabla), principalmente los metales de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica. Los elementos con alta energía de ionización (no metales de la derecha de la tabla periódica) tienden a ganar electrones, formando con facilidad aniones. El enlace iónico se forma cuando un metal cede electrones a un no metal. El metal se vuelve catión, alcanzando la configuración de gas noble, y el no metal, aceptando electrones, completa su octeto, adquiriendo también una configuración más estable. La atracción entre catión y anión es electrostática. Formación de un compuesto iónico: El fluoruro de litio (LiF) es un compuesto iónico. Analicemos cada elemento por separado: Li, elemento del grupo 1, tiene un electrón de valencia y tendencia a formar cationes (perdiendo un electrón). Si el litio pierde un electrón, adquiere la configuración electrónica del helio (gas noble), formando el catión Li +. F, elemento del grupo 7, tiene siete electrones de valencia y tendencia a formar aniones (ganando un electrón). Si el flúor gana un electrón, adquiere la configuración electrónica del neón (gas noble), formando el anión F -. Si se combinan y el litio transfiere su electrón de valencia al flúor, ambos ganan estabilidad. Observa la configuración electrónica de cada elemento después de la transferencia de electrones (lado derecho de la ecuación). Ambos elementos han alcanzado la configuración del gas noble más cercano. Aplicando el principio de electro-neutralidad, podemos deducir el compuesto iónico que se formará entre el magnesio y el cloro: Mg, elemento del grupo 2, tiene dos electrones de valencia. Para alcanzar la configuración de gas noble debe perder dos electrones, formando iones Mg 2+. Cl, elemento del grupo 7, tiene siete electrones de valencia. Para alcanzar la configuración de gas noble tiene que ganar un electrón., y forma el anión Cl -. Necesitamos dos aniones cloro (Cl - ) por cada catión magnesio (Mg 2+ ) para obtener un compuesto estable. Entonces, la ecuación de formación del cloruro de magnesio será: Propiedades de los compuestos iónicos Son sólidos a temperatura ambiente. Se disuelven en agua. En estado sólido no conducen la electricidad. Conducen la electricidad si se encuentran en estado líquido o si han sido disueltos en agua.

2 Tienen alto punto de fusión (temperatura de cambio de sólido a líquido), debido a la alta energía reticular que poseen. Enlace covalente La mayoría de sustancias químicas no posee las características de los compuestos iónicos (no conducen la corriente en estado líquido ni poseen alto punto de fusión). Sus propiedades deben explicarse según otro modelo de enlace, donde no existe una transferencia de electrones de una especie a otra. En el caso del enlace covalente, las especies que lo forman son no metales (exclusivamente). Cuando dos no metales se unen, comparten sus electrones, siempre intentando alcanzar la configuración del gas noble más cercano (8 electrones alrededor de cada átomo). No metales (destacados en morado) que forman enlaces covalentes. El H 2 es un gas presente en el aire, en una concentración de 0,5%. Su molécula está formada por dos átomos de hidrógeno (un no metal), por tanto, la unión entre tales átomos debe ser un enlace covalente. Utilicemos la simbología de Lewis para representar la formación de la molécula de H 2 : Ningún átomo es más electronegativo que el otro. Por tanto, los electrones no se transfieren de una especie a otra, sino que se comparten. Observemos que cada uno de ellos ha alcanzado la configuración del gas noble más cercano, helio, que tiene 2 electrones. Representemos ahora la formación de la molécula de HCl (ácido clorhídrico):

3 Compartir el par de electrones permite que cada átomo tenga configuración de gas noble: el hidrógeno tiene alrededor de él dos electrones (configuración electrónica del helio), mientras que el cloro está rodeado de ocho electrones (configuración electrónica del argón). IMPORTANTE Para representar el enlace se emplea un guión. Los pares libres se representan como dos puntos. Así, las estructuras de Lewis correctamente dibujadas del H 2 y del HCl son: Observaciones Las sustancias que solo forman enlaces covalentes y son eléctricamente neutras (sin carga) se denominan moleculares. El enlace covalente está limitado a no metales. Un metal (como sodio o hierro) no puede formar un enlace covalente. Enlaces múltiples, σ y π La formación del enlace covalente no implica el compartir un único par de electrones. Es posible que ciertos átomos como carbono, nitrógeno, oxígeno y azufre entre otros, puedan compartir dos y hasta tres pares de electrones con otro átomo. Estos enlaces se denominan enlaces múltiples. Por ejemplo, en la molécula de nitrógeno (N 2 ) cada átomo de nitrógeno se encuentra compartiendo tres pares de electrones, es decir, hay un enlace triple. La molécula de dióxido de carbono (CO 2 ) tiene al carbono como átomo central y comparte dos pares de electrones con cada uno de los átomos de oxígeno unidos a él: tiene un enlace doble con cada átomo de oxígeno. Los enlaces múltiples se denominan π, los enlaces simples se denominan σ. Toda unión de átomos debe consistir al menos un enlace simple σ (si no, no existiría unión). La presencia de un enlace múltiple añade enlaces π a la unión. En la molécula de CO 2 vemos que el carbono se une al oxígeno por un enlace doble: existe entonces un enlace σ (el básico) y un enlace π: dos enlaces en total. Por otro lado, en la molécula de N 2 observamos una triple unión entre los átomos de nitrógeno. Existe por tanto un enlace σ y dos enlaces π. Observa en ambas estructuras que, independientemente del número de enlaces σ o π que posean, cada átomo tiene el octeto completo.

4 Enlace metálico Los metales poseen propiedades que los han hecho indispensables para el desarrollo del hombre. Más de 80 elementos de la tabla periódica son metales. La fuerza que mantiene unidos a los átomos de un metal se llama enlace metálico. Elementos de la tabla que son metales (destacados en fucsia). Propiedades de los metales Brillo: reflejan la luz. Maleabilidad: capacidad de formar láminas. Ductilidad: capacidad para ser estirados formando hilos. Conductividad térmica: conducen el calor, por eso son fríos al tacto. Conductividad eléctrica: presentan movimiento ordenado de electrones frente a un campo eléctrico. Estas propiedades se explican mediante dos teorías: la teoría del mar de electrones y la teoría de bandas. Teoría del mar de electrones Los metales tienden a perder electrones, por su baja energía de ionización. Podríamos considerar un átomo metálico como un catión unido al electrón de valencia que podría perder. En un metal tenemos muchísimos átomos unidos entre sí. Podemos considerar un metal como un conjunto de cationes metálicos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. La atracción electrostática entre carga positiva (del catión) y negativa (del electrón) mantiene fuertemente unidos a todos los átomos del metal. Modelo del mar de electrones: cationes metálicos inmersos en una gran cantidad de electrones móviles

5 Los electrones de valencia deslocalizados actúan como pegamento electrostático, manteniendo unidos a los cationes metálicos. Es algo similar al enlace iónico, donde se produce atracción catión-anión. En este caso la atracción es catión-electrón. El modelo del mar de electrones explica de manera sencilla las propiedades de los metales. La ductilidad y maleabilidad se dan porque la deslocalización de electrones se produce en todas las direcciones, en forma de capas. Ante un esfuerzo externo estas capas se deslizan unas sobre otras, sin romper la estructura. Los electrones son móviles, permitiendo el flujo de corriente eléctrica y explicando la conductividad eléctrica. Además el movimiento de electrones puede conducir calor, transportando energía cinética de una parte a otra del metal. Teoría de bandas La teoría de bandas se basa en el hecho de que los átomos que conforman un metal contienen orbitales atómicos, que pueden estar llenos o vacíos. Si tenemos una gran cantidad de átomos muy juntos entre si, la superposición de orbitales da lugar a unas regiones especiales denominadas bandas. Analicemos el caso de magnesio, un metal con número atómico 12. Su configuración electrónica es [Ne]3s 2, esto quiere decir que cada átomo tiene dos electrones de valencia ubicados en el orbital 3s, quedando vacíos los orbitales del subnivel 3p. Si consideramos el metal como una agrupación de átomos de magnesio, podemos imaginar la aparición de bandas, que no son más que orbitales superpuestos. La primera banda, correspondiente a la superposición de los orbitales 3s, estará llena de electrones y se llamará BANDA DE VALENCIA (contiene a los electrones de valencia). La segunda banda, formada por los orbitales del subnivel 3p es adyacente, pero vacía. Esta banda se denomina BANDA DE CONDUCCIÓN. Figura 3.8. Diagrama de bandas para el magnesio. En todo metal, las bandas de valencia y de conducción están muy próximas y la energía necesaria para que un electrón pase de la banda de valencia a la de conducción es despreciable. Para que un metal conduzca la corriente, debe producirse el salto de electrones de la banda de valencia a la banda de conducción. Algunos elementos de la tabla se comportan como semiconductores. Son conductores de la corriente y el calor solo bajo ciertas condiciones. Son semiconductores son el silicio (Si) y el germanio (Ge). Otros elementos de la tabla, como el azufre, se comportan como aislantes. En estos casos es de suponer que la separación entre las bandas de valencia y de conducción sea mayor. En el caso de los semiconductores, la separación (Gap en inglés) es apreciable, pero es posible que un electrón pase a la banda de conducción al aplicarle cierta energía. En el caso de los aislantes este salto no es posible, dada la gran diferencia energética que hay entre bandas.

6 Figura 3.9. Diferencia energética entre las bandas de valencia y conducción en metal, semiconductor y aislante.