2.6 Compuestos iónicos y moleculares

En las reacciones químicas ordinarias, el núcleo de cada átomo (y, por lo tanto, la identidad del elemento) permanece inalterado. Sin embargo, los electrones pueden añadirse a los átomos por transferencia desde otros átomos, perderse por transferencia a otros átomos o compartirse con otros átomos. La transferencia y el intercambio de electrones entre los átomos rigen la química de los elementos. Durante la formación de algunos compuestos, los átomos ganan o pierden electrones y forman partículas cargadas eléctricamente llamadas iones (Figura 2.28).

Figura 2.28 (a) Un átomo de sodio (Na) tiene el mismo número de protones y de electrones (11) y no tiene carga. (b) Un catión de sodio (Na⁺) ha perdido un electrón, por lo que tiene un protón más (11) que electrones (10), lo que le confiere una carga global positiva, señalada con un signo positivo en superíndice.

Puede utilizar la tabla periódica para predecir si un átomo formará un anión o un catión, y a menudo se puede predecir la carga del ion resultante. Los átomos de muchos metales del grupo principal pierden suficientes electrones para dejarlos con el mismo número de electrones que un átomo del gas noble anterior. Por ejemplo, un átomo de un metal alcalino (grupo 1) pierde un electrón y forma un catión con carga 1+; un metal alcalinotérreo (grupo 2) pierde dos electrones y forma un catión con carga 2+, y así sucesivamente. Por ejemplo, un átomo de calcio neutro, con 20 protones y 20 electrones, pierde fácilmente dos electrones. El resultado es un catión con 20 protones, 18 electrones y una carga 2+. Tiene el mismo número de electrones que los átomos del gas noble anterior, el argón, y se simboliza como Ca²⁺. El nombre de un ion metálico es el mismo que el del átomo metálico del que se forma, por lo que el Ca²⁺ se llama ion calcio.

Cuando los átomos de los elementos no metálicos forman iones, generalmente ganan suficientes electrones para tener el mismo número de electrones que un átomo del siguiente gas noble de la tabla periódica. Los átomos del grupo 17 ganan un electrón y forman aniones con carga 1-; los átomos del grupo 16 ganan dos electrones y forman iones con carga 2-, y así sucesivamente. Por ejemplo, el átomo neutro de bromo, con 35 protones y 35 electrones, puede ganar un electrón para disponer de 36 electrones. El resultado es un anión con 35 protones, 36 electrones y una carga de 1-. Tiene el mismo número de electrones que los átomos del siguiente gas noble, el criptón, y se simboliza como Br^-. (En un capítulo posterior de este texto se ofrece una discusión de la teoría que apoya el estatus favorecido de los números de electrones de los gases nobles reflejados en estas reglas de predicción para la formación de iones).

Observe la utilidad de la tabla periódica para predecir la formación y la carga probable de los iones (Figura 2.29). Al desplazarse del extremo izquierdo al derecho en la tabla periódica, los elementos del grupo principal tienden a formar cationes con una carga igual al número de grupo. Es decir, los elementos del grupo 1 forman iones 1+; los del grupo 2, iones 2+, y así sucesivamente. Al desplazarse del extremo derecho al izquierdo en la tabla periódica, los elementos suelen formar aniones con una carga negativa igual al número de grupos desplazados a la izquierda de los gases nobles. Por ejemplo, los elementos del grupo 17 (un grupo a la izquierda de los gases nobles) forman iones 1-; los elementos del grupo 16 (dos grupos a la izquierda) forman iones 2-, y así sucesivamente. Esta tendencia puede servir de guía en muchos casos, pero su valor predictivo disminuye cuando se avanza hacia el centro de la tabla periódica. De hecho, los metales de transición y algunos otros metales suelen presentar cargas variables que no son predecibles por su ubicación en la tabla. Por ejemplo, el cobre puede formar iones con una carga 1+ o 2+, y el hierro puede formar iones con una carga 2+ o 3+.

Figura 2.29 Algunos elementos presentan un patrón regular de carga iónica cuando forman iones.

Los iones de los que hemos hablado hasta ahora se llaman iones monoatómicos, es decir, son iones formados por un solo átomo. También encontramos muchos iones poliatómicos. Estos iones, que actúan como unidades discretas, son moléculas cargadas eléctricamente (un grupo de átomos enlazados con una carga global). Algunos de los iones poliatómicos más importantes se enumeran en la Tabla 2.5. Los oxianiones son iones poliatómicos que contienen uno o más átomos de oxígeno. A estas alturas de su estudio de la química, debería memorizar los nombres, fórmulas y cargas de los iones poliatómicos más comunes. Como los utilizará repetidamente, pronto se le harán familiares.

Tenga en cuenta que existe un sistema para nombrar algunos iones poliatómicos; -ato e -ito son sufijos que designan iones poliatómicos que contienen más o menos átomos de oxígeno. Per- (abreviatura de "hiper") e hipo- (que significa "bajo") son prefijos que significan más átomos de oxígeno que -ato y menos átomos de oxígeno que -ito, respectivamente. Por ejemplo, el perclorato es ${\text{ClO}}_4{}^{–}\text{,}$ el clorato es ${\text{ClO}}_3{}^{–}\text{,}$ el clorito es ${\text{ClO}}_2{}^{–}$ y el hipoclorito es ClO^-. Por desgracia, el número de átomos de oxígeno que corresponde a un sufijo o prefijo determinado no es coherente; por ejemplo, el nitrato es ${\text{NO}}_3{}^{–}$ mientras que el sulfato es ${\text{SO}}_4{}^{\mathrm{2-}}.$ Esto se tratará con más detalle en el próximo módulo sobre nomenclatura.

La naturaleza de las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos o iones dentro de un compuesto es la base para clasificar el enlace químico. Cuando se transfieren electrones y se forman iones, se producen enlaces iónicos. Los enlaces iónicos son fuerzas electrostáticas de atracción, es decir, las fuerzas de atracción experimentadas entre objetos de carga eléctrica opuesta (en este caso, cationes y aniones). Cuando se "comparten" electrones y se forman moléculas, se producen enlaces covalentes. Los enlaces covalentes son las fuerzas de atracción entre los núcleos cargados positivamente de los átomos enlazados y uno o más pares de electrones que se encuentran entre los átomos. Los compuestos se clasifican como iónicos o moleculares (covalentes) en función de los enlaces presentes en ellos.

Compuestos iónicos

Cuando un elemento compuesto por átomos que pierden fácilmente electrones (un metal) reacciona con un elemento compuesto por átomos que ganan fácilmente electrones (un no metal), suele producirse una transferencia de electrones que da lugar a iones. El compuesto formado por esta transferencia se estabiliza por las atracciones electrostáticas (enlaces iónicos) entre los iones de carga opuesta presentes en el compuesto. Por ejemplo, cuando cada átomo de sodio en una muestra de sodio metálico (grupo 1) cede un electrón para formar un catión de sodio, Na⁺, y cada átomo de cloro en una muestra de cloro gaseoso (grupo 17) acepta un electrón para formar un anión de cloruro, Cl^-, el compuesto resultante, NaCl, está formado por iones de sodio e iones de cloruro en la proporción de un ion Na⁺ por cada ion Cl^-. Del mismo modo, cada átomo de calcio (grupo 2) puede ceder dos electrones y transferir uno a cada uno de los dos átomos de cloro para formar CaCl₂, que está compuesto por iones Ca²⁺ y Cl^- en la proporción de un ion Ca²⁺ por dos iones Cl^-.

Un compuesto que contiene iones y se mantiene unido por enlaces iónicos se llama compuesto iónico. La tabla periódica puede ayudarnos a reconocer muchos de los compuestos que son iónicos: Cuando un metal se combina con uno o más no metales, el compuesto suele ser iónico. Esta pauta funciona bien para predecir la formación de compuestos iónicos para la mayoría de los compuestos que se encuentran típicamente en un curso de introducción a la química. Sin embargo, no siempre es cierto (por ejemplo, el cloruro de aluminio, AlCl₃, no es iónico).

A menudo se pueden reconocer los compuestos iónicos por sus propiedades. Los compuestos iónicos son sólidos que suelen fundirse a altas temperaturas y hervir a temperaturas aún más altas. Por ejemplo, el cloruro de sodio se funde a 801 °C y hierve a 1413 °C. (Como comparación, el compuesto molecular agua se funde a 0 °C y hierve a 100 °C) En forma sólida, un compuesto iónico no es conductor de electricidad porque sus iones no pueden fluir (la "electricidad" es el flujo de partículas cargadas). Sin embargo, cuando está fundido, puede conducir la electricidad porque sus iones pueden moverse libremente por el líquido (Figura 2.30).

Figura 2.30 El cloruro de sodio se funde a 801 °C y conduce la electricidad cuando está fundido (créditos: modificación del trabajo de Mark Blaser y Matt Evans).

En todo compuesto iónico, el número total de cargas positivas de los cationes es igual al número total de cargas negativas de los aniones. Así, los compuestos iónicos son eléctricamente neutros en su conjunto, aunque contengan iones positivos y negativos. Podemos utilizar esta observación para ayudarnos a escribir la fórmula de un compuesto iónico. La fórmula de un compuesto iónico debe tener una proporción de iones tal que los números de cargas positivas y negativas sean iguales.

Ejemplo 2.10

Predicción de la fórmula de un compuesto iónico

La piedra preciosa zafiro (Figura 2.31) es principalmente un compuesto de aluminio y oxígeno que contiene cationes de aluminio, Al³⁺, y aniones de oxígeno, O^2-. ¿Cuál es la fórmula de este compuesto?

Figura 2.31 Aunque el óxido de aluminio puro es incoloro, las trazas de hierro y titanio dan al zafiro azul su color característico (créditos: modificación del trabajo de Stanislav Doronenko).

Solución

Como el compuesto iónico debe ser eléctricamente neutro, debe tener el mismo número de cargas positivas y negativas. Dos iones de aluminio, cada uno con una carga de 3+, nos darían seis cargas positivas, y tres iones de óxido, cada uno con una carga de 2-, nos darían seis cargas negativas. La fórmula sería Al₂O₃.

Compruebe lo aprendido

Prediga la fórmula del compuesto iónico formado entre el catión sodio, Na⁺, y el anión sulfuro, S^2-.

Respuesta:

Na₂S

Muchos compuestos iónicos contienen iones poliatómicos (Tabla 2.5) como el catión, el anión o ambos. Al igual que los compuestos iónicos simples, estos compuestos también deben ser eléctricamente neutros, por lo que sus fórmulas pueden predecirse tratando los iones poliatómicos como unidades discretas. Utilizamos paréntesis en una fórmula para indicar un grupo de átomos que se comportan como una unidad. Por ejemplo, la fórmula del fosfato de calcio, uno de los minerales de nuestros huesos, es Ca₃(PO₄)₂. Esta fórmula indica que hay tres iones de calcio (Ca²⁺) por cada dos de grupos de fosfato $({\text{PO}}_4{}^{\mathrm{3-}})$. Los grupos ${\text{PO}}_4{}^{\mathrm{3-}}$ son unidades discretas, cada una de ellas formada por un átomo de fósforo y cuatro de oxígeno, y con una carga global de 3-. El compuesto es eléctricamente neutro, y su fórmula muestra un recuento total de tres átomos de Ca, dos de P y ocho de O.

Dado que un compuesto iónico no está formado por moléculas individuales y discretas, no puede simbolizarse adecuadamente mediante una fórmula molecular. En cambio, los compuestos iónicos deben simbolizarse mediante una fórmula que indique el número relativo de sus iones constituyentes. Para los compuestos que solo contienen iones monoatómicos (como el NaCl) y para muchos compuestos que contienen iones poliatómicos (como el CaSO₄), estas fórmulas son solo las fórmulas empíricas introducidas anteriormente en este capítulo. Sin embargo, las fórmulas de algunos compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos no son fórmulas empíricas. Por ejemplo, el compuesto iónico oxalato de sodio está formado por iones Na⁺ y ${\text{C}}_2{\text{O}}_4{}^{\mathrm{2-}}$ combinados en una proporción de 2:1, y su fórmula se escribe como Na₂C₂O₄. Los subíndices de esta fórmula no son los números enteros más pequeños posibles, ya que cada uno puede dividirse entre 2 para obtener la fórmula empírica, NaCO₂. Sin embargo, esta no es la fórmula aceptada para el oxalato de sodio, ya que no representa con exactitud el anión poliatómico del compuesto, ${\text{C}}_2{\text{O}}_4{}^{\mathrm{2-}}.$