1.6: Iones

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Figura 1-5 Sal de mesa común (cloruro de sodio. NaCl) se construye a partir de iones de sodio estrechamente empaquetados, Na ⁺ (pequeñas esferas). e iones cloruro. CI ^- (grandes. esferas coloreadas). Cada ion de una carga está rodeado por seis iones de la carga opuesta en los cuatro puntos de brújula y arriba y abajo. Esta es una disposición particularmente estable de cargas. y ocurre en muchas sales. De Dickerson y Geis. La química, la materia. y el universo El Benjamin/Cummings Publishing Co.. Parque Menlo. Ca.. © 1976.

La idea de un enlace covalente sugiere compartir equitativamente el par de electrones por los átomos unidos, pero la breve discusión de la polaridad en la Sección 1-4 indicó que el intercambio no siempre es igual. La electronegatividad relativa o poder de atracción de electrones de los átomos es de gran importancia para explicar el comportamiento químico, y se trata en detalle en los Capítulos 9 y 10. Los átomos de sodio (y todos los metales en general) tienen una retención débil sobre los electrones, mientras que los átomos de cloro son muy electronegativos. De ahí que en la sal de mesa común (cloruro de sodio, NaCl), cada átomo de sodio, Na, pierde un electrón (e ^-) para formar un ion sodio, Na ⁺. Cada átomo de cloro recoge un electrón para convertirse en un ion cloruro, Cl ^-:

Na → Na ⁺ + e ^- palabra y palabra

\ textstyle {\ frac {1} {2}}

Cl ₂ + e ^- → Cl ^-

Escribimos $\ textstyle {\ frac {1} {2}}$ Cl ₂ porque el gas cloro libre existe como moléculas diatómicas (de dos átomos), no como átomos de cloro libres. ^{El cloruro de sodio sólido (Figura 1-5) tiene iones de sodio y cloruro empaquetados en una red tridimensional de tal manera que cada ion Na ⁺ positivo está rodeado en cuatro lados y la parte superior e inferior por iones Cl negativos, y cada Cl ^- está rodeado de manera similar por seis más cercanos} vecino Na ⁺ iones. Se trata de un arreglo particularmente estable de cargas positivas y negativas.

Los metales en general pierden de uno a tres electrones fácilmente para convertirse en iones cargados positivamente, o cationes:

Li	→	Li ⁺	+	e ^-	ttt	iones de litio
Na	→	Na ⁺	+	e ^-	ttt	ión de sodio
K	→	K ⁺	+	e ^-	ttt	ión potasio
Mg	→	Mg ²⁺	+	2 e ^-	ttt	ion magnesio
Ca	→	Ca ²⁺	+	2 e ^-	ttt	ion calcio
Al	→	Al ³⁺	+	3 e ^-	ttt	iones de aluminio

Algunos no metales, por el contrario, captan electrones para convertirse en iones cargados negativamente, o aniones:

$\ textstyle {\ frac {1} {2}}$ F ₂	+	e ^-	→	F ^-	ttt	ion fluoruro
$\ textstyle {\ frac {1} {2}}$ Cl ₂	+	e ^-	→	Cl ^-	ttt	ión cloruro
$\ textstyle {\ frac {1} {2}}$ O ₂	+	2 e ^-	→	O ^2-	ttt	ión óxido
$\ textstyle {\ frac {1} {2}}$ S ₂	+	2 e ^-	→	S ^2-	ttt	ion sulfuro

Tabla 1-4 Algunos iones simples de elementos

Principios Químicos, Tabla 1.4.png

Otros iones simples hechos de átomos individuales se muestran en la Tabla 1-4. La carga en un ion simple de un solo átomo como AP ⁺ o ^S2- es su estado de oxidación o número de oxidación. Es el número de electrones que se deben agregar para reducir (o eliminar para oxidar) el ion a las especies neutras:

Reducción: AI ³⁺ + 3 ^{e -} → Al

Oxidación: S ^2- → S + 2 ^{e -}

Alejar electrones de un átomo o eliminarlos por completo es oxidación. Agregar electrones a un átomo o simplemente desplazarlos hacia él es reducción.

**Ejemplo 12**
¿Se oxida o reduce el cloro en la formación del ion cloruro? ¿Cuál es el estado de oxidación del ion?
Solución Se reduce el cloro, ya que se agrega un electrón por átomo de cloro para formar el ion. El ion cloruro, Cl ^-, se encuentra en el estado de oxidación - 1.

**Ejemplo 13**
Cuando los metales se convierten en sus iones, ¿se oxidan o reducen? ¿Cuál es el estado de oxidación del ion aluminio?
Solución Los metales se oxidan a sus iones, ya que se eliminan los electrones. El ion aluminio, AP ⁺, se encuentra en el estado de oxidación +3.

Si son posibles dos o más estados de oxidación para un ion metálico, se diferencian escribiendo el estado de oxidación en números romanos después del nombre del átomo. Una nomenclatura más antigua, aún en uso, identifica el estado de oxidación superior por el final - ic y el más bajo por - ous. Por lo tanto,

Fe ²⁺	tt	hierro (II) o ferroso	romper	Fe ³⁺	tt	hierro (III) o férrico
Cu ⁺	tt	cobre (I) o cuproso	romper	Cu ²⁺	tt	cobre (II) o cúprico
Sn ²⁺	tt	estaño (II) o estannoso	romper	Sn ⁴⁺	tt	estaño (IV) o estánnico

**Ejemplo 14**
Cuando el ion férrico se convierte en el ion ferroso, ¿es esto una oxidación o reducción? Escribe la ecuación para el proceso.
Solución La ecuación es Fe ³⁺ + e ^- → Fe ²⁺. El proceso es una reducción ya que se agrega un electrón.

La nomenclatura moderna con números romanos es más fácil de usar porque no requiere que recuerdes cuáles son los dos estados de oxidación de un metal, para saber qué es un compuesto por su nombre.

Una sal es un compuesto compuesto por iones positivos y negativos. Debido a que una sal debe ser eléctricamente neutra, la carga total sobre sus iones positivos y negativos debe ser cero. Dado que cada ion de Sn ²⁺ tiene una carga de +2, se requiere el doble de iones cloruro con -1 carga cada uno para producir una carga neta cero. De ahí que la sal de los iones Sn ²⁺ y Cl ^- tenga la composición general SnCl ₂, en lugar de SnCl o SnCl ₃. Se llama cloruro estañoso o cloruro de estaño (II). La fórmula para cloruro estánnico o cloruro de estaño (IV) es SnCl ₄.

Además de estos iones simples, se pueden formar iones compuestos o complejos entre un metal o no metal y oxígeno, cloro, amoníaco (NH ₃), el ion hidróxido (OH ^-), u otros grupos químicos. El ion sulfato, SO $\ textstyle {\ frac {2-} {4}}$ , tiene cuatro oxígenos en las esquinas de un tetraedro alrededor del átomo central de azufre, y una carga global de -2. El ion nitrato, NO $\ textstyle {\ frac {} {3}}$ , tiene tres átomos de oxígeno en un triángulo equilátero alrededor del nitrógeno, y una carga -1. El ion amonio, NH $\ textstyle {\ frac {+} {4}}$ , tiene cuatro hidrógenos en las esquinas de un tetraedro, y una carga +1. Estos iones son pensados como unidades porque forman sales como lo hacen los iones de un solo átomo, y pasan por muchas reacciones químicas sin cambios. El nitrato de plata, AgN0 ₃, es una sal que contiene números iguales de $\ textstyle {\ frac {} {3}}$ iones Ag ⁺ y NO. El sulfato de amonio es una sal con el doble de iones amonio $\ textstyle {\ frac {+} {4}}$ , NH, que iones sulfato, SO $\ textstyle {\ frac {2-} {4}}$ , y la fórmula química (NH ₄) ₂ S0 ₄. Otros iones complejos típicos se muestran en la Tabla 1-5.

Tabla 1-5 Algunos iones complejos comunes

Principios Químicos, Tabla 1.5.png

Cuando un átomo central está rodeado por varios átomos igualmente espaciados, el número de átomos circundantes se denomina número de coordinación. El factor más importante es el tamaño. El nitrógeno en el ion nitrato, NO

\ textstyle {\ frac {} {3}}

, tiene espacio para tres átomos de oxígeno a su alrededor, y de ahí un número de coordinación de 3 para el oxígeno. El átomo de azufre es mayor que un átomo de nitrógeno, y puede acomodar un átomo de oxígeno más en el ion sulfato, SO

\ textstyle {\ frac {2-} {4}}

. De ahí que el número de coordinación de azufre para oxígeno sea 4.

Los números de coordinación más comunes son 2, 3, 4 y 6, (Ver Cuadro 1-6.) Un ion o molécula con un átomo central que tenga un número de coordinación de 2 puede ser lineal, como dióxido de carbono con O-C-O en línea recta, o doblado, como en agua, H ₂ 0. Las estructuras posibles para iones o moléculas con números de coordinación de 3, 4 y 6 se muestran en la Tabla 1-6.

Tabla 1-6 Números comunes de coordinación

Principios de Química Tabla 1.6.png

Figura 1-6 Geometría de átomos alrededor de átomos centrales con números de coordinación 3, 4 y 6. Si L es cualquier átomo periférico y M es el átomo central, entonces el ángulo de enlace L - M - L es 120° para el plano trigonal, 109.5° para tetraédrico, y típicamente alrededor de 109.5° para geometrías piramidales trigonales. Las geometrías cuadradas planas y octaédricas tienen dos ángulos L - M - L, 90° y 180°.

No es estrictamente correcto hablar de fórmulas moleculares y pesos moleculares de sales, ya que no hay moléculas en las redes de iones ordenadas solo por sales. Ningún ion sodio en la estructura de cloruro de sodio que se muestra en la Figura 1-5 “pertenece” a un ion cloruro en particular. Es correcto, sin embargo, hablar de la fórmula química de una sal, y del peso de la fórmula que le corresponde. Dado que la fórmula química para el cloruro de sodio es NaCl, el peso de la fórmula del cloruro de sodio es la suma de los pesos atómicos de un átomo de sodio y un átomo de cloro:

1 sodio:	tt	22.990 amu
1 cloro:	tt	35.453 amu
Total:	tt	58.443 amu

Es convencional llamar a esto el “peso molecular” del cloruro de sodio, y no se produce confusión siempre y cuando te des cuenta de cómo es una estructura de sal. Un mol de cloruro de sodio es 58.443 g. Contendrá 6.022 X 10 ²³ iones de sodio y 6.022 X 10 ²³ iones cloruro. A pesar de que no están emparejados en moléculas, la proporción es estrictamente de uno a uno.

Ejemplo 15

¿Cuál es el peso molecular del sulfato de amonio?

Solución

La fórmula química del sulfato de amonio es (NH ₄) ₂ SO ₄, por lo que el peso molecular (en realidad el peso de la fórmula) es

2 nitrógenos:	tt	2 X 14.007 amu=	tt	28.014 amu
8 hidrógenos:	tt	8 X 1.008 amu=	tt	8.064 amu
1 azufre:	tt	1 X 32.06 amu=	tt	32.06 amu
4 oxígeno:	tt	4 X 15.999 amu=	tt	63.996 amu
Total:	tt		tt	132.13 amu

Los aniones simples se nombran añadiendo -ide al nombre del elemento, como en los iones fluoruro (F ^-), cloruro (Cl ^-), óxido (O ^2-) y sulfuro (S2 ^-). Cuando se puede formar más de un anión complejo de un elemento con oxígeno, se utilizan los sufijos -ate y -ite para los estados de oxidación superior e inferior, respectivamente. Por lo tanto,

Ion sulfato:	tt	SO $\ textstyle {\ frac {2-} {4}}$	palabra	Ion sulfito:	tt	SO $\ textstyle {\ frac {2-} {3}}$
Ión nitrato:	tt	NO $\ textstyle {\ frac {} {3}}$	palabra	Ión nitrito:	tt	NO $\ textstyle {\ frac {} {2}}$
Ión arseniato:	tt	ASo $\ textstyle {\ frac {3-} {4}}$	palabra	Ion arsenito:	tt	ASo $\ textstyle {\ frac {3-} {3}}$

Si existen más de dos de esos aniones, entonces se utilizan los prefijos hypo- (“under”) y per- (“beyond”):

Ion perclorato:	tt	ClO $\ textstyle {\ frac {} {4}}$
Ión clorato:	tt	ClO $\ textstyle {\ frac {} {3}}$
Ion clorito:	tt	ClO $\ textstyle {\ frac {} {2}}$
Ion hipoclorito:	tt	ClO $\ textstyle {\ frac {} {}}$

Puntos de fusión y puntos de ebullición de sales

Un cristal de sal representa un balance particularmente estable de cargas positivas y negativas, manteniéndose cada tipo de ion fuera del camino de otros de carga similar. Derretir un cristal de sal significa perturbar este delicado equilibrio de cargas y permitir que los iones que se repelen mutuamente se acerquen de vez en cuando a medida que los iones fluyen entre sí. Esta alteración de la estructura requiere grandes cantidades de energía para lograr, por lo que los puntos de fusión de las sales son más altos que los de los sólidos moleculares. Los puntos de fusión de dos sales, cloruro de sodio (NaCl) y sulfato de potasio (K ₂ SO ₄), se comparan en el Cuadro 1-7 con los de los elementos a partir de los cuales se elaboran las sales.

**Cuadro 1-7**. Puntos de fusión y ebullición de dos sales y sus elementos componentes
Sustancia	Químico Fórmula	T _m (°C)	T _b (°C)
Sodio metálico	Na	97.8	882.9
Gas Cloro	Cl ₂	-101.0	-34.6
Cloruro de Sodio (sal)	NaCl	801	1413
Potasio metálico	K	64	774
Azufre	S	119	445
Oxígeno gaseoso	O ₂	-218	-183
Sulfato de potasio (sal)	K ₂ SO ₄	1069	1689

El sodio metálico se funde a 97.8°C y el cloro sólido se funde a -101°C, pero su combinación, cloruro de sodio (sal común de mesa), requiere una temperatura de 801°C antes de que se derrita. Hervir o vaporizar una sal es aún más difícil. Los iones permanecen iones en estado líquido, volteando uno junto al otro como en cualquier otro líquido; pero antes de que se pueda lograr la fase gaseosa, los iones Na ⁺ y CI ^- deben emparejarse en moléculas neutras de NaCl. ^{Para lograr este emparejamiento, los electrones tienen que ser alejados de los iones CI, que tienen una fuerte atracción para ellos, y empujados hacia iones Na ⁺, que no los quieren.} El enlace NaCl en el vapor de cloruro de sodio es extremadamente polar, con el par de electrones sesgado fuertemente hacia el átomo de cloro, pero la separación aún no es tan completa como en los iones Na ⁺ y CI ^-. Se requiere mucha energía para empujar electrones donde no se quieren y para hacer moléculas de NaCl a partir de iones Na ⁺ y CI ^-, por lo que se requieren altas temperaturas antes de que esto pueda suceder. De ahí los muy altos puntos de ebullición de las sales en comparación con los compuestos moleculares, como se ilustra en la Tabla 1-7.

Colaboradores y Atribuciones

R. E. Dickerson, H. B. Gray, and G. P. Haight, Jr. Content was used from "Chemical Principles", an introductory college-level text for General Chemistry with permission of the Caltech library and Harry B. Gray, on behalf of the authors.

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