7.1: El enlace iónico
habilidades para desarrollar
- Explicar la formación de cationes, aniones y compuestos iónicos.
- Predecir la carga de elementos metálicos y no metálicos comunes, y escribir sus configuraciones electrónicas
Como has aprendido, los iones son átomos o moléculas que llevan una carga eléctrica. Un catión (un ion positivo) se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones de su capa de valencia, y un anión (un ion negativo) se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones en su capa de valencia.
Los compuestos hechos de iones se llaman los compuestos iónicos (o las sales), y sus iones constituyentes se mantienen unidos por los enlaces iónicos: fuerzas electrostáticas de atracción entre cationes y aniones de carga opuesta. Las propiedades de los compuestos iónicos arrojan algo de luz sobre la naturaleza de los enlaces iónicos. Los sólidos iónicos exhiben una estructura cristalina y tienden a ser rígidos y quebradizos; también tienden a tener altos puntos de fusión y ebullición, lo que sugiere que los enlaces iónicos son muy fuertes. Los sólidos iónicos también son malos conductores de electricidad por la misma razón: la fuerza de los enlaces iónicos evita que los iones se muevan libremente en estado sólido. La mayoría de los sólidos iónicos, sin embargo, se disuelven fácilmente en el agua. Una vez disueltos o fundidos, los compuestos iónicos son excelentes conductores de la electricidad y el calor porque los iones se pueden mover libremente.
Los átomos neutros y sus iones asociados tienen propiedades físicas y químicas muy diferentes. Los átomos de sodio forman el metal de sodio, un metal blando y blanco plateado que se quema vigorosamente en el aire y reacciona explosivamente con el agua. Los átomos de cloro forman el gas de cloro, Cl 2 , un gas amarillo verdoso que es extremadamente corrosivo para la mayoría de los metales y muy venenoso para los animales y las plantas. La reacción vigorosa entre los elementos del sodio y el cloro forma el compuesto blanco, cristalino del cloruro de sodio, comúnmente llamada la sal de mesa, que contiene cationes de sodio y aniones de cloruro (Figura \(\PageIndex{1}\)). El compuesto hecho por estos iones exhibe propiedades completamente diferentes de las propiedades de los elementos del sodio y del cloro. El cloro es venenoso, pero el cloruro de sodio es esencial para la vida; los átomos de sodio reaccionan vigorosamente con el agua, pero el cloruro de sodio simplemente se disuelve en el agua.
La formación de compuestos iónicos
Los compuestos iónicos binarios están compuestos de solo dos elementos: un metal (que forma los cationes) y un no metal (que forma los aniones). Por ejemplo, el NaCl es un compuesto iónico binario. Podemos pensar en la formación de tales compuestos en términos de las propiedades periódicas de los elementos. Muchos elementos metálicos tienen potenciales de ionización relativamente bajos y pierden electrones fácilmente. Estos elementos se encuentran a la izquierda en un período o cerca de la parte inferior de un grupo en la tabla periódica. Los átomos no metálicos tienen afinidades electrónicas relativamente altas y, por lo tanto, ganan fácilmente los electrones perdidos por los átomos de metal y así llenan sus capas de valencia. Los elementos no metálicos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica.
Como todas las sustancias deben ser eléctricamente neutras, el número total de cargas positivas en los cationes de un compuesto iónico debe ser igual al número total de cargas negativas en sus aniones. La fórmula de un compuesto iónico representa la proporción más simple de los números de iones necesarios para dar números idénticos de cargas positivas y negativas. Por ejemplo, la fórmula para el óxido de aluminio, Al 2 O 3 , indica que este compuesto iónico contiene dos cationes de aluminio, Al 3+ por cada tres aniones de óxido, O 2− [así, (2 × +3) + (3 × –2) = 0] .
Sin embargo, es importante notar que la fórmula para un compuesto iónico no representa la disposición física de sus iones. Es incorrecto referirse a una “molécula” de cloruro de sodio (NaCl) porque no hay un solo enlace iónico en si entre ningún par específico de iones de sodio y cloruro. Las fuerzas atractivas entre los iones son isotrópicas, las mismas en todas las direcciones, lo que significa que cualquier ión en particular se siente igualmente atraído por todos los iones cercanos de carga opuesta. Esto da como resultado que los iones se acomodan en una estructura reticular tridimensional estrechamente unida. El cloruro de sodio, por ejemplo, consiste en una disposición regular de números iguales de cationes Na + y aniones Cl - (Figura \(\PageIndex{2}\)).
La fuerte atracción electrostática entre los iones Na + y Cl– los mantiene unidos firmemente en el sólido NaCl. Requiere 769 kJ de energía para disociar un mol de NaCl sólido en iones gaseosos separados como Na + y Cl – :
Las estructuras electrónicas de los cationes
Cuando se forma un catión, un átomo de un elemento del grupo principal tiende a perder todos sus electrones de valencia, asumiendo así es la estructura electrónica del gas noble que lo precede en la tabla periódica. Para los grupos 1 (los metales alcalinos) y 2 (los metales alcalinotérreos), los números de grupo son iguales a los números de los electrones de la capa de valencia y, en consecuencia, a las cargas de los cationes formados por los átomos de estos elementos cuando todos los electrones de las capas de valencia son removidos. Por ejemplo, el calcio es un elemento del grupo 2 cuyos átomos neutros tienen 20 electrones y una configuración electrónica de estado fundamental de 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 . Cuando un átomo de Ca pierde sus dos electrones de valencia, el resultado es un catión con 18 electrones, una carga 2 + y una configuración electrónica de 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . El ion Ca 2+ es, por lo tanto, isoelectrónico con el gas noble Ar.
Para los grupos 12 a 17, los números de los grupos superan el número de electrones de valencia en 10 (lo que explica la posibilidad de que haya subcapas d completas en los átomos de los elementos en los períodos cuatro y mayor). Por lo tanto, la carga de un catión formado por la pérdida de todos los electrones de valencia es igual al número de grupo menos 10. Por ejemplo, el aluminio (en el grupo 13) forma iones de 3 + (Al 3+ ).
Las excepciones al comportamiento esperado involucran elementos hacia la parte inferior de los grupos. Además de los iones esperados Tl 3+ , Sn 4+ , Pb 4+ y Bi 5+ , una pérdida parcial de los electrones de la capa de valencia de estos átomos también puede conducir la formación de iones Tl + , Sn 2+ , Pb 2+ , y Bi 3 + , La formación de estos cationes 1 + , 2 + y 3 + se atribuye al efecto de par inerte, que refleja la energía relativamente baja del par de electrones de valencia para los átomos de los elementos pesados de los grupos 13, 14 y 15. Mercurio (grupo 12) también exhibe un comportamiento inesperado: forma un ion diatómico, \(\ce{Hg_2^2+}\) (un ion formado a partir de dos átomos de mercurio, con un enlace Hg-Hg), además del ion monatómico esperado Hg 2+ , (formado a partir de un solo átomo de mercurio).
Los elementos de transición y los metales de transición interna se comportan de manera diferente a los elementos del grupo principal. La mayoría de los cationes de metales de transición tienen 2 + o 3 + cargas que resultan de la pérdida de su(s) electrón(es) más externos primero, a veces seguidos por la pérdida de uno o dos electrones d de la capa más próxima a la más externa. Por ejemplo, el hierro (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 4 s 2 ) forma el ion Fe 2+ (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 ) por la pérdida de los electrones 4s y el ion Fe 3+ (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 ) por la pérdida de los electrones 4s y uno de los electrones 3d . Aunque los d orbitales de los elementos de transición son, según el principio de Aufbau, los últimos en rellenarse al crear configuraciones de electrones, los electrones más externos son los primeros en perderse cuando estos átomos se ionizan. Cuando los metales de transición internos forman iones, generalmente tienen una carga de 3 + , como resultado de la pérdida de sus electrones más externos y un electrón d o f .
Ejemplo \(\PageIndex{1}\): DETERMINANDO LAS ESTRUCTURAS ELECTRÓNICAS DE LOS CATIONES
Hay al menos 14 elementos categorizados como "elementos traza esenciales" para el cuerpo humano. Se llaman "esenciales" porque se requieren para funciones corporales sanas, "traza" porque solo se requieren en pequeñas cantidades y "elementos" a pesar de que son realmente iones. Dos de estos oligoelementos esenciales, cromo y zinc, se requieren como Cr 3+ y Zn 2+ . Escriba las configuraciones electrónicas de estos cationes.
Solución
Primero, escriba la configuración electrónica para los átomos neutros:
- Zn: [Ar]3 d 10 4 s 2
- Cr: [Ar]3 d 5 4 s 1
A continuación, quite los electrones del orbital de mayor energía. Para los metales de transición, los electrones se eliminan del orbital s primero y luego del orbital d . Para los elementos del bloque p , los electrones se eliminan de los orbitales p y luego del orbital s . El zinc es un miembro del grupo 12, por eso debe tener una carga de 2 + , y por lo tanto pierde solo los dos electrones en su orbital s . El cromo es un elemento de transición y debería perder sus electrones s y luego sus electrones d al formar un catión. Así, encontramos las siguientes configuraciones electrónicas de los iones:
- Zn 2+ : [Ar]3 d 10
- Cr 3+ : [Ar]3 d 3
ejercicio \(\PageIndex{1}\)
El potasio y el magnesio son necesarios en nuestra dieta. Escriba las configuraciones electrónicas de los iones esperados de estos elementos.
- Respuesta
-
K + : [Ar], Mg 2+ : [Ne]
Las estructuras electrónicas de los aniones
La mayoría de los aniones monoatómicos se forman cuando un átomo no metálico neutro gana suficientes electrones para llenar completamente sus orbitales s y p externos, alcanzando así la configuración electrónica del próximo gas noble. Por lo tanto, es sencillo determinar la carga en un ion tan negativo: la carga es igual al número de electrones que se deben obtener para llenar los orbitales s y p del átomo principal. El oxígeno, por ejemplo, tiene la configuración electrónica 1 s 2 2 s 2 2 p 4 , mientras que el anión de oxígeno tiene la configuración electrónica del neón de gas noble (Ne),1 s 2 2 s 2 2 p 6 . Los dos electrones adicionales requeridos para llenar los orbitales de valencia dan al ion iónico la carga de 2 – (O 2– ).
Ejemplo \(\PageIndex{2}\): DETERMINANDO LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ANIONES
El selenio y el yodo son dos oligoelementos esenciales que forman aniones. Escriba las configuraciones electrónicas de los aniones.
Solución
Se 2– : [Ar]3 d 10 4 s 2 4 p 6
I – : [Kr]4 d 10 5 s 2 5 p 6
Ejercicio \(\PageIndex{2}\)
Escriba las configuraciones electrónicas de un átomo de fósforo y su ion negativo. De la carga del anión.
- Respuesta
-
P: [Ne]3 s 2 3 p 3
P 3– : [Ne]3 s 2 3 p 6
Resumen
Los átomos pueden ganar o perder electrones para formar iones con configuraciones electrónicas particularmente estables. Las cargas de los cationes formados por los metales representativos se pueden determinar fácilmente porque, con pocas excepciones, las estructuras electrónicas de estos iones tienen una configuración de gas noble o una capa de electrones completamente llena. Las cargas de los aniones formados por los no metales también se pueden determinar fácilmente porque estos iones se forman cuando los átomos no metálicos ganan suficientes electrones para llenar sus capas de valencia.
Glosario
- efecto de par inerte
- Tendencia de los átomos pesados a formar iones en los que sus electrones s de valencia no se pierden.
- enlace iónico
- Fuerte fuerza de atracción electrostática entre cationes y aniones en un compuesto iónico.
Contribuyentes
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Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110) ."
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Ana Martinez ( amartinez02@saintmarys.edu ) contribuyó a la traducción de este texto.