Enlace Ionico

En el siguiente enlace encontraran el cuestionario sobre enlace ionico:https://docs.google.com/file/d/0B6GzGUjsFd4NRjRjWUI4VmtjazQ/edit

Este texto les ayudara a contestar las preguntas.Por favor léanlo.Como siempre el cuestionario se controlara en clases.Para cualquier consulta mi correo es vanesadelossantos@gmail.com

Enlace iónico

Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los captura, resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando los iones una red cristalina que se repite en la tres direcciones del espacio, no formándose moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina.

Las reacciones de pérdida o ganancia de e^– se llaman reacciones de ionización.

Ejemplo de reacciones de ionización:

·      Na – 1 e^– ® Na⁺

·      O + 2e^– ® O^2–

Reac. global:  O + 2 Na ® O^2– + 2 Na⁺. Y la formula del compuesto será: Na₂O.

Energía reticular en los compuestos iónicos (U o E_r)

También llamada energía de red. Es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

Ejemplo:

En el caso de la formación de NaCl la U o E_r corresponde a la reacción:

Na⁺ (g) + Cl^– (g) ® NaCl (s) (U < 0)

Es bastante difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.

Los factores de los que depende la energía reticular (al ser siempre negativa consideraremos siempre valores absolutos) vienen marcados por la ley de Coulumb y son:

·      A mayor carga de los iones mayor “U”. Así el CaO (Ca²⁺ y O^2–) tendrá “U” mayor que el NaCl (Na⁺ y Cl^–).

·      A menor tamaño de los iones mayor “U”. Así el NaCl (Na⁺ y Cl^–) tendrá “U” mayor que el KBr (K⁺ y Br^–).

Estructura cristalina de los compuestos iónicos.

Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

Índice de coordinación

“Es el  número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”. Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación.

Principales tipos de estructura cristalina

·      NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones). Índice de coordinación para ambos iones es 6.

·      CsCl (cúbica  para ambos iones). Índice de coordinación para ambos iones = 8

·      CaF₂ (cúbica centrada en las caras para el Ca²⁺ y tetraédrica para el F^– ).Índice de coordinación para el F^– = 4 y para el Ca²⁺ = 8.

Factores de los que depende la estructura cristalina..

·      El tamaño de los iones.

·      La estequiometría que viene dada por la carga de los iones de forma que el cristal sea neutro.

Para calcular el nº de átomos por celda se toma una celda unidad y:

ü     Se divide por 8 el nº de iones de los vértices.

ü     Se divide por 4 el nº de iones de las aristas.

ü     Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras.

ü     Se suman todos y se añaden los iones del interior de la celda.

Ejemplo:

Calcular el nº de cationes y aniones que hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF₂

NaCl:  Cl^– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de cada cara (6/2 = 3).
En total, 1 + 3 = 4.     
Na⁺: 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en el centro del cubo (1).
En total, 3 + 1 = 4.

CsCl:   Cl^– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1.
            Cs⁺ : 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1.

CaF₂: Ca²⁺ : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro cada cara (6/2 = 3).
En total, 1 + 3 = 4.     
F^– : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8.
Hay por tanto el doble F^– que Ca²⁺ lo que explica su estequiometría.

Propiedades de los compuestos iónicos.

·      Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor energía reticular), ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Por ello, los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente.

·      Gran dureza por la misma razón, ya que para rayar un cristal es necesario romper su estructura cristalina.

·      Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor U) puesto que dichos disolventes al presentar cargas son capaces de introducirse en la estructura cristalina y estabilizar los iones por atracción ión-dipolo. Por la misma razón, presentan insolubilidad en disolventes apolares.

·      Conductividad en estado disuelto o fundido ya en dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia los electrodos de signo contrario. Sin embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la electricidad.

·      Fragilidad, pues al golpear ligeramente el cristal produciendo el desplazamiento de tan sólo un átomo, todas las fuerzas que eran atractivas se convierten en repulasivas al enfrentarse dos capas de iones del mismo signo.