Enlace iónico

El enlace iónico es un tipo de enlace químico que implica la atracción electrostática entre iones con cargas opuestas , o entre dos átomos con electronegatividades marcadamente diferentes , ^{[ 1 ]} y es la interacción primaria que ocurre en los compuestos iónicos . Es uno de los principales tipos de enlace, junto con el enlace covalente y el enlace metálico . Los iones son átomos (o grupos de átomos) con una carga electrostática. Los átomos que ganan electrones forman iones con carga negativa (llamados aniones ). Los átomos que pierden electrones forman iones con carga positiva (llamados cationes ). Esta transferencia de electrones se conoce como electrovalencia, en contraste con la covalencia . En el caso más simple, el catión es un átomo _de metal y el anión es un átomo de no metal , pero estos iones pueden ser más complejos, por ^{ejemplo ,} iones poliatómicos como NH₄⁺ o _SO₄²⁻ . En palabras más sencillas, un enlace iónico resulta de la transferencia de electrones de un metal a un no metal para que ambos átomos obtengan una capa de valencia completa.

El enlace iónico puro —en el que un átomo o molécula transfiere completamente un electrón a otro— no puede existir: todos los compuestos iónicos presentan cierto grado de enlace covalente o compartición de electrones. Por lo tanto, el término "enlace iónico" se utiliza cuando el carácter iónico es mayor que el covalente; es decir, un enlace en el que existe una gran diferencia de electronegatividad entre el catión y el anión, lo que provoca que el enlace sea más polar (iónico) que en el enlace covalente, donde los electrones se comparten de forma más equitativa. Los enlaces con carácter parcialmente iónico y parcialmente covalente se denominan enlaces covalentes polares . ^{[ 2 ]}

Los compuestos iónicos conducen la electricidad cuando están fundidos o en solución, pero generalmente no en estado sólido. Suelen tener un punto de fusión elevado , que depende de la carga de los iones que los componen. Cuanto mayor sea la carga, más fuertes serán las fuerzas de cohesión y mayor el punto de fusión. También tienden a ser solubles en agua; cuanto más fuertes sean las fuerzas de cohesión, menor será la solubilidad. ^{[ 3 ]}

Los átomos que tienen una capa de valencia casi llena o casi vacía tienden a ser muy reactivos . Los átomos fuertemente electronegativos (como los halógenos ) a menudo tienen solo uno o dos estados electrónicos vacíos en su capa de valencia y frecuentemente se unen a otros átomos o ganan electrones para formar aniones . Los átomos débilmente electronegativos (como los metales alcalinos ) tienen relativamente pocos electrones de valencia , que pueden perderse fácilmente ante átomos fuertemente electronegativos. Como resultado, los átomos débilmente electronegativos tienden a distorsionar su nube electrónica y formar cationes .

El enlace iónico puede resultar de una reacción redox cuando los átomos de un elemento (generalmente un metal ), cuya energía de ionización es baja, ceden algunos de sus electrones para alcanzar una configuración electrónica estable. Al hacerlo, se forman cationes. Un átomo de otro elemento (generalmente un no metal) con mayor afinidad electrónica acepta uno o más electrones para alcanzar una configuración electrónica estable , y después de aceptar electrones, el átomo se convierte en un anión. Típicamente, la configuración electrónica estable es una de las de los gases nobles para los elementos de los bloques s y p , y configuraciones electrónicas estables particulares para los elementos de los bloques d y f . La atracción electrostática entre aniones y cationes conduce a la formación de un sólido con una red cristalográfica en la que los iones se apilan de forma alternada. En dicha red, generalmente no es posible distinguir unidades moleculares discretas, por lo que los compuestos formados no son moleculares. Sin embargo, los propios iones pueden ser complejos y formar iones moleculares como el anión acetato o el catión amonio.

Por ejemplo, la sal de mesa común es cloruro de sodio . Cuando se combinan sodio (Na) y cloro (Cl), los átomos de sodio pierden un electrón cada uno , formando cationes (Na ⁺ ), y los átomos de cloro ganan un electrón cada uno, formando aniones (Cl− ⁾ . Estos iones se atraen entre sí en una proporción 1:1 para formar cloruro de sodio (NaCl).

Na + Cl → Na ⁺ + Cl ⁻ → NaCl

Sin embargo, para mantener la neutralidad de carga, se observan proporciones estrictas entre aniones y cationes, de modo que los compuestos iónicos, en general, cumplen las reglas de la estequiometría a pesar de no ser compuestos moleculares. En el caso de los compuestos de transición a las aleaciones, que presentan enlaces iónicos y metálicos mixtos, esto puede no ser así. Muchos sulfuros, por ejemplo, forman compuestos no estequiométricos.

Muchos compuestos iónicos se denominan sales , ya que también pueden formarse mediante la reacción de neutralización de una base de Arrhenius como el NaOH con un ácido de Arrhenius como el HCl.

NaOH + HCl → NaCl + H ₂ O

Se dice entonces que la sal NaCl está compuesta por el resto ácido Cl ⁻ y el resto básico Na ⁺ .

La eliminación de electrones para formar el catión es endotérmica, lo que aumenta la energía total del sistema. También pueden producirse cambios energéticos asociados a la ruptura de enlaces existentes o a la adición de más de un electrón para formar aniones. Sin embargo, la acción del anión al aceptar los electrones de valencia del catión y la posterior atracción entre los iones liberan energía (reticular) y, por lo tanto, disminuyen la energía total del sistema.

La unión iónica solo se produce si el cambio energético total de la reacción es favorable. En general, la reacción es exotérmica, pero, por ejemplo, la formación de óxido mercúrico (HgO) es endotérmica. La carga de los iones resultantes es un factor importante en la fuerza de la unión iónica; por ejemplo, una sal C ⁺ A ⁻ se mantiene unida por fuerzas electrostáticas aproximadamente cuatro veces más débiles que C ²⁺ A ²⁻ según la ley de Coulomb , donde C y A representan un catión y un anión genéricos, respectivamente. En este argumento bastante simplista, se ignoran los tamaños de los iones y el empaquetamiento particular de la red cristalina.

Los compuestos iónicos en estado sólido forman estructuras reticulares. Los dos factores principales que determinan la forma de la red son las cargas relativas de los iones y sus tamaños relativos. Algunas estructuras son adoptadas por varios compuestos; por ejemplo, la estructura del cloruro de sodio ( sal de roca) también la adoptan muchos haluros alcalinos y óxidos binarios como el óxido de magnesio . Las reglas de Pauling proporcionan pautas para predecir y explicar las estructuras cristalinas de los cristales iónicos.

Para un compuesto iónico cristalino sólido, el cambio de entalpía en la formación del sólido a partir de iones gaseosos se denomina energía reticular . El valor experimental de la energía reticular se puede determinar utilizando el ciclo de Born-Haber . También se puede calcular (predecir) utilizando la ecuación de Born-Landé como la suma de la energía potencial electrostática , calculada sumando las interacciones entre cationes y aniones, y un término de energía potencial repulsiva de corto alcance. El potencial electrostático se puede expresar en términos de la separación interiónica y una constante ( constante de Madelung ) que tiene en cuenta la geometría del cristal. Cuanto más lejos del núcleo, más débil es el apantallamiento. La ecuación de Born-Landé proporciona un ajuste razonable a la energía reticular de, por ejemplo, cloruro de sodio, donde el valor calculado (predicho) es −756  kJ/mol, que se compara con −787  kJ/mol utilizando el ciclo de Born-Haber . ^{[ 4 ] [ 5 ]} En solución acuosa, la fuerza de enlace puede describirse mediante la ecuación de Bjerrum o Fuoss como función de las cargas iónicas, bastante independiente de la naturaleza de los iones como la polarizabilidad o el tamaño. ^{[ 6 ]} La fuerza de los puentes salinos se evalúa con mayor frecuencia mediante mediciones de equilibrios entre moléculas que contienen sitios catiónicos y aniónicos, generalmente en solución. ^{[ 7 ]} Las constantes de equilibrio en agua indican contribuciones de energía libre aditivas para cada puente salino. Otro método para la identificación de enlaces de hidrógeno en moléculas complejas es la cristalografía , a veces también la espectroscopia de RMN.

Las fuerzas de atracción que definen la fuerza del enlace iónico pueden modelarse mediante la ley de Coulomb . Las fuerzas de enlace iónico suelen estar entre 170 y 1500 kJ/mol (los rangos citados varían). ^{[ 8 ] [ 9 ]}

Los iones en las redes cristalinas de compuestos puramente iónicos son esféricos ; sin embargo, si el ion positivo es pequeño y/o tiene una carga elevada, distorsionará la nube electrónica del ion negativo, un efecto resumido en las reglas de Fajans . Esta polarización del ion negativo produce una acumulación de densidad de carga adicional entre los dos núcleos , es decir, una covalencia parcial. Los iones negativos más grandes se polarizan con mayor facilidad, pero el efecto suele ser importante solo cuando intervienen iones positivos con cargas de 3+ (por ejemplo, Al³⁺ ^{) . Sin embargo, los iones 2+ ( Be²⁺} ) o incluso 1+ (Li⁺ ⁾ muestran cierto poder polarizante debido a su pequeño tamaño (por ejemplo, LiI es iónico pero presenta algunos enlaces covalentes). Cabe destacar que este no es el efecto de polarización iónica que se refiere al desplazamiento de iones en la red debido a la aplicación de un campo eléctrico.

En el enlace iónico, los átomos se unen por la atracción de iones con cargas opuestas, mientras que, en el enlace covalente , los átomos se unen compartiendo electrones para alcanzar configuraciones electrónicas estables. En el enlace covalente, la geometría molecular alrededor de cada átomo está determinada por las reglas de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) , mientras que, en los materiales iónicos, la geometría sigue las reglas de empaquetamiento máximo . Se podría decir que el enlace covalente es más direccional en el sentido de que la penalización energética por no adherirse a los ángulos de enlace óptimos es grande, mientras que el enlace iónico no tiene tal penalización. No hay pares de electrones compartidos que se repelan entre sí, los iones simplemente deben empaquetarse de la manera más eficiente posible. Esto a menudo conduce a números de coordinación mucho más altos . En el NaCl, cada ion tiene 6 enlaces y todos los ángulos de enlace son de 90°. En el CsCl, el número de coordinación es 8. En comparación, el carbono normalmente tiene un máximo de cuatro enlaces.

No puede existir un enlace puramente iónico, ya que la proximidad de las entidades involucradas en el enlace permite cierto grado de compartición de densidad electrónica entre ellas. Por lo tanto, todo enlace iónico tiene cierto carácter covalente. Así, un enlace se considera iónico cuando su carácter iónico es mayor que su carácter covalente. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los dos tipos de átomos involucrados en el enlace, más iónico (polar) será. Los enlaces con carácter parcialmente iónico y parcialmente covalente se denominan enlaces covalentes polares . Por ejemplo, las interacciones Na–Cl y Mg–O tienen un pequeño porcentaje de covalencia, mientras que los enlaces Si–O suelen ser aproximadamente un 50 % iónicos y un 50 % covalentes. Pauling estimó que una diferencia de electronegatividad de 1,7 (en la escala de Pauling ) corresponde a un 50 % de carácter iónico, de modo que una diferencia mayor que 1,7 corresponde a un enlace predominantemente iónico. ^{[ 10 ]}

El carácter iónico en los enlaces covalentes puede medirse directamente para átomos con núcleos cuadrupolares ( ^²H , ^¹⁴N , ⁸¹, ^⁷⁹Br , ^³⁵ , ³⁷Cl o ^¹²⁷I ). Estos núcleos suelen ser objeto de estudios de resonancia cuadrupolar nuclear (RCN) y resonancia magnética nuclear (RMN) . Las interacciones entre los momentos cuadrupolares nucleares Q y los gradientes del campo eléctrico (GCE) se caracterizan mediante las constantes de acoplamiento cuadrupolar nuclear.

QCC = ⁠ e ² q _zz Q / h ⁠

donde el término eq _zz corresponde al componente principal del tensor EFG y e es la carga elemental. A su vez, el gradiente del campo eléctrico permite describir los modos de enlace en las moléculas cuando los valores QCC se determinan con precisión mediante métodos de RMN o NQR.

En general, cuando el enlace iónico se produce en estado sólido (o líquido), no es posible hablar de un único "enlace iónico" entre dos átomos individuales, ya que las fuerzas cohesivas que mantienen unida la red son de naturaleza más colectiva. Esto es muy diferente en el caso del enlace covalente, donde a menudo podemos hablar de un enlace distinto localizado entre dos átomos particulares. Sin embargo, incluso si el enlace iónico se combina con cierta covalencia, el resultado no son necesariamente enlaces discretos de carácter localizado. ^{[ 2 ]} En tales casos, el enlace resultante a menudo requiere una descripción en términos de una estructura de bandas que consiste en orbitales moleculares gigantescos que abarcan todo el cristal. Por lo tanto, el enlace en el sólido a menudo conserva su naturaleza colectiva en lugar de localizada. Cuando la diferencia de electronegatividad disminuye, el enlace puede entonces dar lugar a un semiconductor , un semimetal o, finalmente, un conductor metálico con enlace metálico.

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