Enlaces quimicos

A

Índice

3.1 Introducción.................................................23.1.2 Clasificación de los enlaces químicos.....................3

3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto........53.2 Enlace covalente............................................7

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances.103.2.1.1 Teorías del enlace de valencia.......................10

3.2.1.2  Hibridación y Geometría molecular...................113.2.1.3 Teoría del orbital molecular.........................12

3.3 Enlace iónico...............................................133.3.1 formación y propiedades de los compuestos iónicos........14

3.3.2 Redes cristalinas........................................153.3.2.1 Estructura...........................................16

3.3.2.2 Energía reticular....................................17

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3.1 IntroducciónAunque hemos visto en el tema de estructura atómica algunaspropiedades periódicas de los elementos químicos, como radioatómico, energía de ionización o afinidad electrónica, éstasse refieren a átomos aislados y libres. Sin embargo, larealidad es que, salvo los gases nobles, que sí se hallancomo gases monoatómicos, el resto de elementos químicos sehallan en la naturaleza enlazados a otros átomos, es decir,formando moléculas. Podemos tener moléculas sencillas, comolos gases diatómicos: oxígeno, O2, nitrógeno, N2, hidrógeno,H2, cloro, Cl2… o moléculas complejas, como el benceno, laglucosa o las macromoléculas biológicas (lípidos, proteínas,glúcidos, ácidos nucleicos).

¿Por qué sucede esto? ¿Por qué se unen o enlazan los átomosentre sí? Se trata esencialmente de una cuestión energética.La energía del agregado atómico es menor que la suma deenergías de los átomos por separado. Los procesos naturalestienden a la mínima energía, ya que los sistemas con menorenergía son más estables. Por tanto, los átomos unidos sonmás estables que por separado, y esta es la razón de que losátomos se unan entre sí; forman lo que llamamos el enlacequímico.

En la formación de un enlace químico siempre se produce uncambio en la configuración electrónica respecto a la de losátomos aislados. Esto también puede expresarse como que, alenlazarse, los átomos adquieren una configuración electrónicamás estable, motivo por el cual los gases nobles no seenlazan: la configuración electrónica de un átomo de gasnoble es de por sí muy estable.

Esta modificación en la configuración electrónica comoconsecuencia de la formación de un enlace químico dio lugar

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al establecimiento de una teoría electrónica de valencia parael enlace químico. Las bases de esta teoría fueronestablecidas en 1916 por Kossel y Lewis de formaindependiente. Kossel, para el enlace iónico; Lewis, para elenlace covalente.

Ambos autores consideran que los átomos tienen una capaelectrónica externa que puede contener hasta 8 electrones (2en un orbital s y 6 en los orbitales p), que se conoce comoRegla del octeto, y es una configuración electrónicaespecialmente estable, pues representa la configuraciónelectrónica de un gas noble. Por ello, ambos autoressugirieron que los átomos se enlazan intentando alcanzarestos 8 electrones en la última capa, por cesión, captación ocompartición. Esencialmente, existen 3 tipos de enlacesquímicos que vamos a estudiar en profundidad: el enlacecovalente, el enlace iónico y el enlace metálico.

3.1.1 Concepto de enlace químico

En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en lasreacciones químicas ocurren pérdida y ganancia de electronespor parte de los átomos, y por ello estos adquieren laconfiguración electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel serefería al enlace iónico, y por lo tanto a los compuestosiónicos.

Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert NewtonLewis e Irving Langmuir, cada uno en forma independienteestudiaron los compuestos iónicos y no iónicos (covalentes),comprobando que los átomos al formar enlace químico adquierenen su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8

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electrones en el nivel externo), lo que hoy se llama Regladel Octeto1.

Un enlace químico es la fuerza que existe entre dos o másátomos, esta fuerza es justamente lo quemantiene unidos a ambos átomos paraformar las moléculas, pero es importantesaber que, para enlazarse entre sí, losátomos deben ceder, aceptar o compartirelectrones.

Son justamente los electrones de valencialos que determinarán el tipo de enlace

químico que unirá a la molécula, es decir que, según loselectrones de valencia podremos saber a grandes rasgos de quéforma se unirá un átomo a otro, y qué características tendrádicho enlace.

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos

Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dosátomos, sean estos iguales o distintos. Los enlaces se puedenclasificar en tres grupos principales: enlaces iónicos, enlacescovalentes y enlaces dativos. Los enlaces se producen comoresultado de los movimientos de los electrones de los átomos,sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero nocualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamentelos electrones del último nivel energético (más externo). Aestos electrones se les llama electrones de valencia. En estecapítulo analizaremos las características de cada tipo de

1 http://zasjurado.blogspot.mx/2010/08/breve-secuencia-historica-del-enlace.html

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enlace, como también veremos diferentes maneras derepresentarlos en el papel.2

El enlace iónico: es la fuerza de atracción eléctrica queexiste entre los iones de cargas eléctricas opuestas entresí (cationes – aniones) por lo que suele darse en átomospoco electronegativos y átomos muy electronegativos, ademásclaro de que unodeberá ser capazde ceder

electrones, y el otro de aceptarlos, como por ejemplo elcloruro de sodio es un elemento con enlace iónico.

Características de los Compuestos Iónicos:

o Está formado por metal + no metal.o No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado

de aniones (iones negativos) y cationes (ionespositivos).

o Los metales ceden electrones formando cationes, los nometales aceptan electrones formando aniones.

Propiedades de los Compuestos Iónicos:

o A temperatura ambiental son sólidos, cuya estructuraestá definida por lo que son cristalinos (la atracciónde los iones es poli direccional)

o Generalmente son solubles en agua y otros solventespolares como etanol, acetona, etc.

o Tienen alta temperatura de fusión y ebullición.

Ejemplos:

2 http://es-puraquimica.weebly.com/enlaces-quimicos.html

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o NaCl (Fusión = 801°C) o KBr (Fusión = 735°C)

En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en el estado sólido no la conducen.3

Enlace covalente : cuando dos o más átomos se unen en buscade aproximarse a un octeto estable, estos comparten loselectrones de su último nivel porque la diferencia deelectronegatividad no es suficiente para que uno ceda y elotro acepte. Así existe un par de electrones que es cedidopor ambos átomos.

Propiedades de los Enlaces Covalentes:

A temperatura ambiental pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

Algunos pueden ser sólidos cristalinos Generalmente tienen baja temperatura de fusión y

ebullición. Generalmente son insolubles en agua, pero si son

solubles en solventes apolares Son aislantes, es decir, son malos conductores

eléctricos

Atendiendo al número de pares de electrones compartidos se clasifican en:

Enlace Covalente Normal Enlace covalente doble Enlace covalente triple

3 https://sites.google.com/site/279enlaces/enlaces-ionicos/enlaces

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Atendiendo a cómo están compartidos los electrones se clasificanen:

Enlace puro o apolar Enlace polar Enlace coordinado o dativo4

3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto

Esta regla indica que cuando se van a enlazar dos átomosiguales, los electrones de valencia de éstos se organizan detal manera que, al formar el enlace por compartición de paresde electrones, cada uno de los átomos al final adopta unaestructura de gas noble, quedando ambos rodeados de 8electrones en sus últimos niveles de energía. Cuando se tratade átomos diferentes, el elemento más electronegativo o nometálico es el que se rodea de ocho electrones.

Esta Regla tiene algunas excepciones  como es el caso de queno se aplica en la formación de enlaces con pares de átomosde hidrógeno.5 Aplicación de la regla del octeto con átomosde elementos diferentes.

Limitaciones de la regla del octeto

Existen excepciones a esta regla. Los átomos que no cumplenla regla del octeto en algunos compuestos son: carbono,nitrógeno, oxígeno y azufre. En algunos casos estos elementosforman dobles enlaces y hasta triples el carbono y elnitrógeno.

Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen átomoscon menos de ocho electrones en su capa externa. Un ejemploes el trifluoruro de boro (BF3). En la molécula de BF3 el

4 http://www.iesrdelgado.org/tomasgomez/2%C2%BA%20Bachillerato/QUIMICA/enlace%20covalente/punto3b.htm 5 http://quimica3grupo516.blogcindario.com/2011/01/00023-regla-de-octeto.html

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átomo de boro central sólo tiene seis electrones a sualrededor.

La forma más clara para ver gráficamente el funcionamiento dela “regla del octeto” es la representación de Lewis de lasmoléculas.

Antes de que se puedan escribir algunas estructuras de Lewis,se debe conocer la forma en que los átomos están unidos entresí.

Considérese por ejemplo el ácido nítrico. Aunque la fórmuladel ácido nítrico con frecuencia se representa como HNO3, enrealidad el hidrógeno está unido a un oxígeno, no alnitrógeno. La estructura es HONO2 y no HNO3.

También se puede dar cuando existen moléculas impares,moléculas hipovalentes y moléculas hipervalentes. Es cuandolos átomos forman compuestos al perder, ganar o compartirelectrones para adquirir 8 electrones de valencia. Elhidrógeno logra la estabilidad del helio, con 2 electrones devalencia. Los átomos de los gases nobles se caracterizan portener todos sus niveles y subniveles energéticoscompletamente llenos. La estabilidad de los gases nobles seasocia con la estructura electrónica de su última capa quequeda llena con ocho electrones. 6

6 http://unidad111111111.blogspot.mx/2013/06/313-aplicaciones-y-limitaciones-de-la.html

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3.2 Enlace covalente

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidosentre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a laderecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl,...).Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo(electrones de valencia) y tienen tendencia a ganarelectrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidadde la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, losátomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sípara formar iones de signo opuesto.En este caso el enlace se forma al compartir un par deelectrones entre los dos átomos, uno procedente de cadaátomo. El par de electrones compartido es común a los dosátomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquierenla estructura electrónica de gas noble. Se forman asíhabitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidosentre sí por enlaces covalentes.7

Un ejemplo claro es la molécula de Cloro, el cloro en estadonatural se presenta como una molécula formada por 2 átomos decloro, dichos átomos de cloro se encuentran unidos medianteun enlace covalente producido por la compartición de 2electrones

7 http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/covalente.htm

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Clasificación de los enlaces Químicos Covalentes

Atendiendo al número de pares de electrones compartidos:

a) Enlace covalente simple: Cada átomo aporta unelectrón al enlace, es decir, se comparte un par deelectrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula deHidrógeno (H2):

La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados (que es una condición indispensable paraque exista enlace). En este caso los dos átomos de Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble.

Otro ejemplo de este tipo de enlace sería la molécula de cloro:

Los dos átomos de cloro tienen 8 electrones a su alrededor ypor lo tanto configuración electrónica de gas noble.

b) enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Oxígeno (O2):

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c) enlace covalente triple: Cada átomo aporta treselectrones al enlace, es decir, se comparten tres pares deelectrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula deNitrógeno (N2).

Es conveniente señalar que a medida que se compartan máspares de electrones, la distancia entre los átomos unidosserá menor y el enlace será más fuerte (hará falta másenergía para romperlo). Como se puede ver en la siguientetabla

Molécula Energía(Kcal/mol)

distancia (Aº)

F2    (F - F) 36 1,42O2   (O = O) 118 1,21N2   (N º N) 225 1,10

Tendiendo a cómo están compartidos los electrones:

Enlace covalente puro o apolar: Los dos átomosque comparten electrones son del mismo elementoo bien de elementos de la mismaelectronegatividad para que los electrones enlazantes secompartan por igual. Todos los ejemplos vistos hastaahora son de este tipo.

Enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dosátomos iguales, los electrones del enlace se hallanigualmente compartidos, y el caso del enlace iónicoconstituye el otro extremo en el que los e- setransfieren totalmente.

Cuando dos átomos no son iguales, surgensituaciones intermedias en las que los dose- se encuentran compartidos entre los dosátomos pero no por igual. Por ejemplo, enla molécula de HCl el átomo de cloro es máselectronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a

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atraer la nube electrónica hacia sí que el hidrógeno, con loque la molécula es eléctricamente asimétrica con más carganegativa concentrada en el átomo de Cl y una cierta cargapositiva en el átomo de H; se crea un momento dipolar.

Un ejemplo de esto:

El cloruro de hidrógeno:

Al ser el átomo de cloro más electronegativo, atraerá más hacia él los electrones del enlace y se quedará cargado con una fracción de carga negativa.

Enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlacecovalente en el que el par de e- que se comparte esaportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipode enlace se llaman complejos. Algunos compuestos con estetipo de enlace son: El ion amonio; por ejemplo en el cloruro amónico (NH4Cl):

es un compuesto iónico, forma redes tridimensionales,(NH4

+ Cl-), donde el catión no es un átomo sino unaespecie poliatómica en la que sus átomos están unidospor enlaces covalentes, uno de ellos coordinado odativo:

Uno de los H ha perdido un e- y forma con el par deelectrones que tiene el N, un enlace covalente coordinado.

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El ozono: En el enlace simple, es el átomo central el queaporta los dos electrones del enlace:

Aparecen dos estructuras para el Ozono que se denominan resonantes.8

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y susalcances

En la actualidad existen dos teorías para explicar el enlacecovalente: la Teoría del Enlace de Valencia y la Teoría deOrbitales Moleculares. Es preciso hacer notar que ninguna delas dos teorías es "mejor" que la otra, y que cada una deellas puede ser más adecuada en función del parámetro, delcálculo o de la propiedad que se esté estudiando. Así, porejemplo, si se trata de determinar la geometría molecular ola energía de disociación, propiedades del estado fundamentalde la molécula, es más conveniente emplear la Teoría delEnlace de Valencia. En cambio, si se trata de explicar laspropiedades espectroscópicas, es preferible emplear la Teoríade Orbitales Moleculares. En realidad ambas teorías sonincluso complementarias, hasta tal punto que no utilizarambas supondría limitar las herramientas disponibles para elestudio del enlace.9

3.2.1.1 Teorías del enlace de valenciaSegún la T.E.V . ( Teoría del Enlace de valencia )   lacompartición de electrones en un enlace covalente se produce

8 http://www.iesrdelgado.org/tomasgomez/2%C2%BA%20Bachillerato/QUIMICA/enlace%20covalente/punto3b.htm 9 http://kimikaa04.blogspot.mx/2012/10/resumen-6-completo-unidad-3-enlaces.html

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por el solapamiento de dos orbitales de dos átomos que estánsemiocupados (en cuyo caso el spin del electrón de cadaorbital ha de ser anti paralelo) o de un orbital lleno y otrovacío. El enlace formado en este último caso recibe el nombrede enlace covalente coordinado o dativo. En cualquier caso,el solapamiento puede ser:

Frontal : si los dos orbitales atómicos se superponenenfrentados por susextremos. El enlaceque se forma en estecaso se denomina s  y la densidad electrónica es máximaentre los núcleos.

Lateral: si los dos orbitales atómicos se superponenparalelamente, de forma que la densidad electrónica seamáxima por encima y por debajo de la líneainternuclear. Este enlace se denomina p, y es más débil(su energía de enlace es menor) que el s.

Un enlace sencillo es siempre s, mientras que en un enlacemúltiple sólo uno de los enlaces es s  y el resto sonenlaces  p.

 Un compuesto donde sólo hay enlaces covalentes (y nointermoleculares) está formado únicamente por átomos y sedenomina ATÓMICO o COVALENTE. Las fórmulas de estoscompuestos son empíricas: representan la proporción de átomosen la red. Por ejemplo la fórmula SiO2 representa que haydoble número de átomos de oxígeno que de átomos de silicio.No tiene sentido decir que en el dióxido de silicio hay dosátomos de oxígeno y uno de silicio, ya que estos 3 átomos noforman ninguna entidad independiente como molécula. En

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general, se utiliza la nomenclatura estequiometria de laIUPAC para nombrarlos.10

3.2.1.2  Hibridación y Geometría molecular

La geometría tridimensional de las moléculas está determinadapor la orientación relativa de sus enlaces covalentes. En1957 el químico canadiense Ron Gillespie basándose entrabajos previos de Nyholm desarrolló una herramienta muysimple y sólida para predecir la geometría (forma) de lasmoléculas.La teoría por él desarrollada recibe el nombre Teoría deRepulsión de los Pares de Electrones de Valencia (TRPEV) y sebasa en el simple argumento de que los grupos de electronesse repelerán unos con otros y la forma que adopta la moléculaserá aquella en la que la repulsión entre los grupos deelectrones sea mínima.

Para la TRPEV grupos de electrones pueden ser:

un simple enlace un doble enlace un triple enlace un par de electrones no enlazante

Para predecir la geometría de una molécula necesitamosconocer solamente cuantos grupos de electrones estánasociados al átomo central para lo cual debemos escribir lafórmula de Lewis de la molécula. Luego simplemente nos preguntamos cómo los grupos deelectrones se distribuirán espacialmente de modo que larepulsión entre ellos sea mínima.

Es importante recordar que lageometría de la molécula quedará

10 http://quimica.laguia2000.com/enlaces-quimicos/teoria-del-enlace-de-valencia

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determinada solamente por la distribución espacial de losenlaces presentes y no por la posición de los pareselectrónicos no enlazantes, los que si deberán ser tenidos encuenta en el momento de determinar la disposición espacial detodos los grupos electrónicos, sean enlaces o no.

En química, se habla de hibridación cuando en un átomo semezclan varios orbitales atómicos para formar nuevosorbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la formaen que se disponen los electrones en la formación de losenlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, yjustifican la geometría molecular.

Los orbitales del electrón giran alrededor de los electronesdel carbón formando una espiral de los hidrógenos11

3.2.1.3 Teoría del orbital molecular

Según La Teoría de Orbitales Moleculares (T.O.M.) es lasegunda aproximación al estudio del enlace covalente, y lamás ampliamente empleada para explicar la estructura y lageometría de muchos sólidos inorgánicos. El punto de partidaconsiste en asumir que si los dos núcleos implicados en elenlace se ubican a la distancia de equilibrio, los electronesse alojarán no en orbitales atómicos de cada elemento, sinoen orbitales moleculares, que son análogos a los atómicos, yque presentan características similares, como se verá másadelante.

Esta analogía es de tal grado que al igual que ocurría conlos átomos poli electrónicos, no es posible resolver laecuación de Schrödinger de forma exacta para la molécula, yde nuevo hay que recurrir a métodos aproximados para conocerla forma de las funciones de onda que representen losmencionados orbitales moleculares. 11 http://unidad111111111.blogspot.mx/2013/06/3212-hibridacion-y-geometria-molecular.html

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Uno de los métodos más empleados es el que hace uso de lasCombinaciones Lineales deOrbitales Atómicos (CLOA).Esta aproximación puedeentenderse de forma simplesi se piensa que cuando unelectrón esté cerca de unode los núcleos, es decir,cuando esté “controlado”por un núcleo, su funciónde onda será muy similar ala de un orbital atómico. Los orbitales moleculares de lamolécula de H2 se obtienen de forma aproximada mediante lacombinación lineal de los orbitales atómicos 1s de cada átomode hidrógeno.12

3.3 Enlace iónico

En los enlaces químicos, los átomos pueden transferir ocompartir sus electrones de valencia. En el caso extremo enque uno o más átomos pierden electrones, y otros átomos losganan con el fin de producir una configuración de electronesde gas noble, el enlace se denomina enlace iónico.

Los enlaces iónicos típicos son los de los haluros alcalinos,tales como el cloruro de sodio, NaCl. Este enlace suele darseentre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce unatransferencia electrónica total de un átomo a otro formándoseiones de diferente signo. El metal dona uno o más electronesformando iones con carga positiva o cationes con unaconfiguración electrónica estable.

Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando union cargado negativamente o anión, que también tiene12 http://www.liceoagb.es/quimiorg/covalente3.html

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configuración electrónica estable. Son estables pues ambos,según la regla del octeto o por la estructura de Lewisadquieren 8 electrones en su capa más exterior (capa devalencia), aunque esto no es del todo cierto ya que contamoscon varias excepciones, la del hidrógeno (H) que se llega alocteto con 2 electrones, el berilio (Be) con 4 ,el aluminio(Al) y el boro (B) que se rodean de seis.13

3.3.1 formación y propiedades de los compuestos iónicos.

Propiedades de los Compuestos Iónicos:

1. A temperatura ambiental son sólidos, cuya estructura estádefinida por lo que son cristalinos (la atracción de losiones es poli direccional)

2. Generalmente son solubles en agua y otros solventespolares como etanol, acetona, etc.

3. Tienen alta temperatura de fusión y ebullición

Los iones se clasifican en dos tipos:

Anión: Es un ion con carga eléctrica negativa, lo quesignifica que los átomos que lo conforman tienen unexceso de electrones. Comúnmente los aniones estánformados por no metales, aunque hay ciertos anionesformados por metales y no metales. Los aniones máshabituales son (el número entre paréntesis indica lacarga):

F- fluoruro. Cl- cloruro. Br- bromuro. I- yoduro. S 2- sulfuro.

SO42- sulfato.

NO3- nitrato.

PO43- fosfato.

ClO- hipoclorito. ClO2

- clorito.

13 http://www.ugr.es/~jruizs/Ficheros/EnlaceQ/Tema5.pdf

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ClO3- clorato.

ClO4- perclorato.

CO32- carbonato.

BO3 3- borato. MnO4

- permanganato. CrO4

2- cromato.

Cr2O72-dicromato ((2*

ácido crómico)-H2O)=H4Cr2O8 -H2O=H2Cr2O7= ácidodicrómico)

Catión: es un ion con carga eléctrica positiva. Losmás comunes se forman a partir de metales, pero hayciertos cationes formados con no metales.

Na+ sodio. K+ potasio. Ca2+ calcio. Ba2+ bario. Mg2+ magnesio. Al3+ aluminio. Pb2+ plomo (II). Zn2+ zinc (o cinc). Fe2+ hierro (II) o

ferroso. Fe3+ hierro (III) o

férrico. Cu+ cobre (I) o cuproso

(aunque en verdad, esteion es Cu2(2+)).

Cu2+ cobre (II) ocúprico.

Hg+ mercurio (I) omercurioso (aunque enverdad, este ion esHg2(2+)).

Hg2+ mercurio (II) omercúrico.

Ag+ plata (I). Cr3+ cromo (III). Mn2+ manganeso (II). Co2+ cobalto (II) o

cobaltoso. Co3+ cobalto (III) o

cobáltico. Ni2+ níquel (II) o

niqueloso. Ni3+ níquel (IIII) o

niquélico. NH4

+ amonio.

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Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidaspor iones de carga opuesta, unidos por fuerzaselectrostáticas. Este tipo de atracción determina laspropiedades observadas. Si la atracción electrostática esfuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto defusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como

14 http://www.textoscientificos.com/quimica/enlaces-quimicos

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en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y,en general, son solubles en agua e insolubles enlíquidos apolares como el benceno.

3.3.2 Redes cristalinas

La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, demanera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctricoque posibilita que estén rodeados de iones contrarios.

Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente encontacto mutuo, lo que explica que sean prácticamenteincompresibles. Además, estos iones no pueden moverselibremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijasdistribuidas desordenadamente en el espacioformando retículos cristalinos o redes espaciales. Loscristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en sietetipos de poliedros llama sistemas cristalográficos. En cadauno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, loscentros de las caras o el centro del cuerpo de dichospoliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombrede celdilla unidad.

El índice de coordinación, así como el tipode estructura geométrica en que cristaliceun compuesto iónico dependen de dosfactores:

Tamaño de los iones: el valor del radiode los iones marcará la distancia a laque se pueden situar por una simplecuestión de espacio. Por ejemplo, elsodio catiónico, Na+, tiene un radio de0,95A, y el cloruro de 1,81A. Esta diferencia de tamañoshace que cada sodio sólo se pueda rodear de 6 cloruros.En el caso de redes cuyos tamaños iónicos son mássemejantes, como por ejemplo el cloruro de cesio, CsCl(Cs+ 1,70A y Cl- 1,81A), los iones se pueden rodear de

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un mayor número de iones de carga opuesta, y esta rediónica presenta coordinación (8,8), que es la llamadacúbica centrada en el cuerpo. Cada ión cesio se rodea de8 cloruros, y cada cloruro de 8 cesios.

Carga de los iones. Como el cristal es eléctricamenteneutro, si los iones tienen carga distinta estocondicionará la estequiometria y, por tanto, laestructura y el índice de coordinación. Por ejemplo, enel caso de la fluorita, que es el fluoruro de calcio,CaF2, vemos que como la valencia iónica del calcio es+2, porque es un metal alcalinotérreo que puede perderdos electrones de la última capa, y el F tiene unavalencia iónica de -1, habrá 2 aniones F- por cadacatión Ca2+. Esto hace que, en este compuesto, el calciose rodee de 8 fluoruros y el fluoruro de 4 calcios,presentando una coordinación (8,4). A este tipo deestructura, por analogía con la fluorita, se la denominaestructura tipo fluorita.15

3.3.2.1 Estructura

La estructura cristalina es la forma sólida de cómo seordenan y empaquetan los átomos, moléculas, o iones. Estosson empaquetados de manera ordenada y con patrones derepetición que se extienden en las tres dimensiones delespacio. La cristalografía es el estudio científico de loscristales y su formación.

Estructura:

El estado cristalino de la materia es el de mayor orden, esdecir, donde las correlaciones internas son mayores. Esto se

refleja en suspropiedadesantrópicas ydiscontinuas.Suelen aparecer

15 http://montenegroripoll.com/Quimica2/Tema3/red.htm

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como entidades puras, homogéneas y con formas geométricasdefinidas (hábito) cuando están bien formados. No obstante,su morfología externa no es suficiente para evaluar ladenominada cristalinidad de un material.

Diferencia entre vidrios y cristales:

Si nos fijamos con detenimiento, en estos gráficos existesiempre una fracción de los mismos que se repite. Asimismo,los cristales, átomos, iones o moléculas se empaquetan y danlugar a motivos que se repiten del orden de 1 Ángstrom = 10-8 cm; a esta repetitividad, en tres dimensiones, ladenominamos red cristalina. El conjunto que se repite,por translación ordenada, genera toda la red (todo elcristal) y la denominamos unidad elemental o celda unidad.

En ocasiones la repetitividad se rompe o no es exacta, y estodiferencia los vidrios y los cristales, los vidriosgeneralmente se denominan materiales amorfos (desordenados opoco ordenados).

No obstante, la materia no es totalmente ordenada odesordenada (cristalina o no cristalina) y nos encontramosuna gradación continua del orden en que está organizada estamateria (grados de cristalinidad), en donde los extremosserían materiales con estructura atómica perfectamenteordenada (cristalinos) y completamente desordenada(amorfos).16

3.3.2.2 Energía reticular

La energía reticular, también conocida como energía de red,es la energía que se necesita para poder separar de maneracompleta un mol de un compuesto de tipo iónico en susrespectivos iones gaseosos. También se puede decir que la16 http://proton.ucting.udg.mx/materias/tecnologia/cristalinas_tipicas.htm

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energía reticular es la energía que se consigue a través dela formación de un compuesto de tipo iónico partiendo siemprede sus iones gaseosos.

Este tipo de energía muestra la estabilidad que tiene lasredes cristalinas, y viene medida como energía/mol, teniendolas mismas unidades de medida que tiene la entalpía estándar(∆Hº), es decir KJ/mol, aunque de signo opuesto.

La energía reticular es imposible de medir de forma directa,sin embargo, conociendo la estructura y la composición quetenga el compuesto iónico que queramos estudiar, podemoscalcular o al menos aproximarnos a ella mediante una ecuaciónque da el modelo iónico, basado en la Ley de Coulomb, entreotras. También existe la posibilidad de calcular la energíareticular de manera indirecta mediante los ciclostermodinámicos.

El modelo iónico es aquel que se encuentra formado porcationes y aniones a través de fuerzas electrostáticas,siempre que estemos hablando del estado sólido. Este casoconcreto es válido solamente si existe bastante diferencia deelectronegatividad entre los elementos que forman elcompuesto.

En un sólido iónico, los electrones se encuentran localizadosen los correspondientes iones, estando bajo la influenciasolamente de sus respectivos núcleos. No hay deslocalizaciónde los electrones como podría ocurrir en el caso de lossólidos de tipo metálicos, ni siquiera hay compartición deelectrones como en el caso de los sólidos de tipo covalente.La localización de los electrones tiene como consecuencia lano conducción de la corriente eléctrica para los sólidosiónicos, pero si son aislantes.

La ecuación que viene tras aplicar dicho modelo es:

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Uo = -( Na . A . Z^+ . Z^- .q^2 ) / 4πєo . do . ( 1-1/n)

De donde Na es el número de Avogadro y A es la constante deMadelung, la cual varía según la estructura que tenga elcompuesto iónico en estudio, Z^+ es decir la carga del catióny en el caso negativo la carga del anión. La carga delelectrón viene representada con la letra q, єo es lapermisividad del vacío, do la distancia que existe entre elanión y el catión, y por último n, hace referencia a losexponentes de Born.

La energía reticular se puede conocer de manera experimentalindirectamente a través de la aplicación de la ley de Hess(caso particular del primer principio de la termodinámica).Cuando se usa este caso se conoce como ciclo de Born-Haber,el cual consiste en examinar un ciclo termodinámico que esresultado de considerar la energía que participa en laformación del compuesto iónico de tipo sólido, así comotambién se puede explicar como la energía a partir de loselementos que forman el compuesto estándar, o aquella que setransfiere en la formación de los compuestos partiendosiempre de los elemento que se encuentran en estado estándarpero siguiendo un camino distinto que está formado pordiferentes etapas:

En primer lugar el proceso de formación de los átomosque se encuentran en estado gaseoso partiendo de loselementos siempre en su estado estándar. En este pasopor regla general se tiene en cuenta las energías que seencuentran asociadas a la sublimación, y vaporización delos distintos elementos que forman el compuesto, y porlo tanto dependerá del estado de agregación en el que seencuentren cada uno de ellos.

En la segunda etapa tiene lugar la formación de ionesestables, los cuales se encuentran en el retículo iónico

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del cual parten los elementos que se encuentran enestado gaseoso. En este paso se encuentran implicadas laenergía de ionización, así como la afinidad electrónicade los elementos implicados.

En el tercer paso tiene lugar la formación de la redcristalina partiendo de los iones gaseosos y estables.La energía que se desprende cuando se forma un compuestopartiendo de un metal y de un no metal.

Síntesis por Alfredo Patoni Sevilla