7.1 Enlace iónico

Formación de compuestos iónicos

Los compuestos iónicos binarios están compuestos por 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 con facilidad. Estos elementos se sitúan a la izquierda en un periodo 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 metálicos, llenando así 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 de los cationes de un compuesto iónico debe ser igual al número total de cargas negativas de sus aniones. La fórmula de un compuesto iónico representa el cociente más sencillo entre el número de iones necesarios para dar un número idéntico de cargas positivas y negativas. Por ejemplo, la fórmula del óxido de aluminio, Al₂O₃, indica que este compuesto iónico contiene dos cationes de aluminio, Al³⁺, por cada tres aniones de óxido, O²⁻ [así, (2 $\times$ +3) + (3 $\times$ –2) = 0].

Sin embargo, es importante señalar que la fórmula de 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, per se, entre ningún par específico de iones de sodio y cloruro. Las fuerzas de atracción entre los iones son isotrópicas, es decir, son iguales en todas las direcciones, lo que significa que cualquier ion particular es atraído por igual por todos los iones cercanos de carga opuesta. Esto hace que los iones se organicen en una estructura de red tridimensional fuertemente unida. El cloruro de sodio, por ejemplo, está formado por una disposición regular de igual número de cationes Na⁺ y aniones Cl^– (Figura 7.3).

Figura 7.3 Los átomos del cloruro de sodio (sal de mesa común) están dispuestos para (a) maximizar la interacción de cargas opuestas. Las esferas más pequeñas representan iones de sodio, las más grandes representan iones de cloruro. En la vista ampliada (b), la geometría puede verse más claramente. Observe que cada ion está "unido" a todos los iones circundantes, seis en este caso.

La fuerte atracción electrostática entre los iones Na⁺ y Cl^– los mantiene fuertemente unidos en el NaCl sólido. Se necesitan 769 kJ de energía para disociar un mol de NaCl sólido en iones gaseosos separados de Na⁺ y Cl^–:

Estructuras electrónicas de los cationes

Al formar un catión, un átomo de un elemento del grupo principal tiende a perder todos sus electrones de valencia, asumiendo así la estructura electrónica del gas noble que le precede en la tabla periódica. En los grupos 1 (los metales alcalinos) y 2 (los metales alcalinotérreos), los números de grupo son iguales a los números de electrones de la capa de valencia y, en consecuencia, a las cargas de los cationes formados a partir de átomos de estos elementos cuando se eliminan todos los electrones de la capa de valencia. Por ejemplo, el calcio es un elemento del grupo 2 cuyos átomos neutros tienen 20 electrones y una configuración de electrones en estado fundamental de 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². 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 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Por lo tanto, el ion Ca²⁺ es isoelectrónico con el gas noble Ar.

Para los grupos 13–17, los números de grupo superan en 10 el número de electrones de valencia (teniendo en cuenta la posibilidad de subcapas d completas en los átomos de los elementos del cuarto periodo y superiores). Así, 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 3+ (Al³⁺).

Las excepciones al comportamiento esperado afectan a los elementos situados en la parte inferior de los grupos. Además de los iones esperados Tl³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺, y Bi⁵⁺, una pérdida parcial de los electrones de la capa de valencia de estos átomos también puede conducir a la formación de iones Tl⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, y Bi³⁺. 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 s en los átomos de los elementos pesados de los grupos 13, 14 y 15. El mercurio (grupo 12) también presenta un comportamiento inesperado: forma un ion diatómico, ${\text{Hg}}_2{}^{\text{2+}}$ (un ion formado por dos átomos de mercurio, con un enlace Hg-Hg), además del esperado ion monatómico Hg²⁺ (formado por un solo átomo de mercurio).

Los elementos metálicos de transición y de transición interna se comportan de manera diferente a los elementos del grupo principal. La mayoría de los cationes de los metales de transición tienen cargas 2+ o 3+ que resultan de la pérdida de sus electrones s más externos en primer lugar, a veces seguido de la pérdida de uno o dos electrones d de la capa más próxima. Por ejemplo, el hierro (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²) forma el ion Fe²⁺ (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶) por la pérdida de los electrones 4s y el ion Fe³⁺ (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵) por la pérdida de los electrones 4s y uno de los 3d. Aunque los orbitales d de los elementos de transición son (según el principio de Aufbau) los últimos en llenarse al construir la configuración de electrones, los electrones s más externos son los primeros en perderse cuando estos átomos se ionizan. Cuando los metales de transición interna forman iones, suelen tener una carga 3+, resultado de la pérdida de sus electrones s más externos y de un electrón d o f.

Estructuras de electrones de los aniones

La mayoría de los aniones monatómicos se forman cuando un átomo neutro no metálico gana suficientes electrones para llenar completamente sus orbitales exteriores s y p, alcanzando así la configuración de electrones del siguiente gas noble. Por lo tanto, es sencillo determinar la carga de dicho ion negativo: La carga es igual al número de electrones que hay que ganar para llenar los orbitales s y p del átomo padre. El oxígeno, por ejemplo, tiene la configuración electrónica 1s²2s²2p⁴, mientras que el anión oxígeno tiene la configuración electrónica del gas noble neón (Ne), 1s²2s²2p⁶. Los dos electrones adicionales necesarios para llenar los orbitales de valencia dan al ion óxido la carga de 2– (O^2–).