Post on 25-Oct-2015
Enlace iónico
Química Inorgánica
Margarita Eugenia Gutiérrez ruiz
Modelos del enlace químico
• Metálico
• Iónico
• Covalente
Metálico
Iónico Covalente
CsF Mg F2 AlF3 SiF4 PF5 SF6 IF7 F2
Na2O BeF2 BF3 CCl4 NF3 OF2 ClF I2
Na3N S
Na3P Te
Na3As As
Na3Sb Sn
Na3Bi Ag
Li
Tomado de Chemical Consttitution en:
Harvey y Porter Introduction to
Physical Inorganic Chemistry 1963
Enlace iónico
Aunque no hay una clara frontera entre enlace iónico
y covalente, es conveniente estudiar estos temas por
separado, ya que las sales pueden ser analizadas a
través de un modelo que considera únicamente fuerzas
electrostáticas, mientras que el modelo covalente se basa
en la mecánica cuántica
El modelo electrostático explica las propiedades de las
sustancias iónicas
Propiedades de las sustancias iónicas
Presentan bajas conductividades eléctricas como
sólidas pero altas cuando están fundidas o
disueltas.
Los puntos de fusión y ebullición son
relativamente altos
Son sustancias duras pero frágiles.
Son sustancias generalmente solubles en
disolventes polares
Para explicar la formación de sólidos iónicos se considera que:
a) existen iones,
b) se atraen por fuerzas coulombicas
c) se forman redes ordenadas de iones en que se maximizan las atracciones y se minimizan las repulsiones
.
Postulados del modelo iónico
+ -
Postulados del modelo iónico
Se supone la existencia de iones (partículas
eléctricamente cargadas), pues
• Solamente se ha comprobado la existencia de iones cuando un sólido iónico se funde o se disuelve.
• La principal evidencia de que en los sólidos iónicos
hay iones es el tamaño, que corresponde al tamaño
esperado para iones (más grandes o más pequeños
que el átomo)
• Los iones se forman por pérdida de electrones del átomo
con baja energía de ionización (E. I.), que pasan a formar
parte de otro átomo con alta afinidad electrónica (A. E.), y
ambos adquieren carga eléctrica (iones) contraria por lo
que se atraen mediante fuerzas coulombicas • Generalmente los iones adquieren
configuración de gas noble.
Enlace iónico
elemento con alta
afinidad electrónica + elemento alta
energía de ionización = compuesto iónico
(sólido)
• Tomando en cuenta la existencia de iones.
• Metales:
• No metales:
Formación del enlace iónico entre
metales y no metales.
Tienden a formar
aniones Alta afinidad
electrónica Por lo tanto
Baja energía
de ionización
Tienden a formar
cationes Por lo tanto
Ejemplo de un enlace iónico
(formación de la sal LiF)
Li+ F
- -
Átomo de litio Átomo de flúor
3 +
Ion Litio (Li+)
-
Ion Fluoruro(F-)
9 +
3 + 9 +
El fluoruro se forma
mediante una transferencia
de electrones del litio
poco electronegativo
Modelo iónico
Los iones se atraen con fuerzas electrostáticas
omnidireccionales y forman enlaces fuertes
entre las cargas opuestas
Enlace iónico
El enlace iónico es omnidireccional
Pues tal y como sucede en un campo
eléctrico y, por lo tanto,
presenta la misma intensidad en todas
direcciones Enlace iónico
(Omnidireccional)
Enlace iónico vs enlace covalente
En muchas ocasiones se considera que el enlace covalente, que
presenta fuerza similar con el iónico. es más débil, pero lo que
sucede es que la mayor parte de los compuestos covalentes están
formados por moléculas unidas fuertemente pero que entre ellas
presentan enlaces débiles dipolares que se rompen fácilmente
enlace direccional fuerte
enlace dipolar débil
El enlace covalente se forma cuando dos orbitales se
sobreponen para aumentar la densidad electrónica en
una dirección determinada. Por lo tanto, cuando los
orbitales por su posición espacial no pueden
sobreponerse, no hay enlace.
Mientras que el enlace iónico resulta de la atracción de
iones con cargas opuestas, y la carga presenta la misma
intensidad en todas direcciones, dando como resultado
un enlace omnidireccional.
Enlace iónico vs enlace covalente
Modelo iónico
Este modelo explica:
Los altos puntos de fusión (se requiere
mucha energía porqué son enlaces fuertes)
Son sólidos, pues la formación de cristales
tridimensionales permite maximizar las energías de a
tracción y minimizar las energías de repulsión.
El modelo coulombico explica las
propiedades de las sustancias iónicas
• La formación de cristales tridimensionales (látices)
permite:
Modelo iónico
Maximizar
Fuerzas de
repulsión Minimizar
Fuerzas de
atracción
Son frágiles pues si una fuerza externa cambia de posición a los iones
quedan cerca cargas iguales y
se producen repulsiones y la estabilidad desaparece
El modelo coulombico explica las
propiedades de las sustancias iónicas
+ + + -
3. La solubilidad en disolventes polares se puede
explicar por la formación de interacciones electrostá-
ticas entre los iones y los dipolos del disolvente.
4. También la existencia de iones explica que el
enlace iónico se forme entre metales y no metales.
Los primeros tienen bajas energías de ionización por
lo que tienden a formar cationes, mientras que los
segundos tienen altas afinidades electrónicas por lo
que tienden a formar aniones.
El modelo coulombico explica las
propiedades de las sustancias iónicas
Los arreglos más comunes de los cristales
son los siguientes:
a) estructura del cloruro de sodio,
b) estructura de cloruro de cesio,
c) estructura de blenda de zinc y wurzita
d) estructura de la fluorita
e) estructura del rutilo
Arreglos más comunes de los cristales
Cloruro de sodio
Cl Cs
Cloruro de cesio
Cl Na
Arreglos más comunes de los cristales
Estructura de sulfuro de
zinc (blenda de zinc)
Wurzita
S Zn
S Zn
Arreglos más comunes de los cristales
F Ca
Fluorita
O Ti
Rutilo
El modelo coulombico permite calcular la
energía asociada con la formación de un
sólido a partir de sus iones gaseosos
Para evaluar la validez de este modelo, se
compara la energía cristalina (U0 )
calculada teóricamente, con el valor exp
erimental calculado con el ciclo de
Born-Haber
Modelo del enlace iónico
Si dos cargas de signo contrario se encuentran, de acuerdo a
la ley de Coulomb, se van a atraer con una fuerza:
• Directamente proporcional a las cargas
• Inversamente proporcional a la distancia
Desarrollo del modelo del enlace iónico
Fatracción q1*q2
r2
- +
r
• Como, Energía = Fuerza * Distancia, se tiene:
E = q1*q2* r q1*q2
• Si consideramos que q = Z± e, donde:
• Z es el número de protones o electrones perdidos o
ganados por el ión.
• e es la carga de un electrón.
Explicación del valor de U0
r2 r
• Se obtiene: E Z+e * Z-e
• Y esta es la energía que se libera cuando se forma
un par iónico.
• Si en lugar de un par iónico imaginamos un cristal
unidimensional en la dirección del eje x, tenemos:
Explicación del valor de U0
r
- + - +
r
- + - +
r
-
Explicación del valor de U0
• Existen muchas atracciones y muchas repulsiones
en que las cargas son las mismas pero las distancias
cambian.
• Lo que produce una suma y resta de atracciones, y
de repulsiones electrostáticas.
- + - + - + - +
Atracción Repulsión 2 r
Repulsión 4r Atracción 3 r
Repulsión 2 r
-
• Considerando que q = Ze y E = H U
• Si sacamos al factor común queda:
Explicación del valor de U0
H U - ( Z+Z-e2) + (Z+Z-e2) - (Z+Z-e2) + (Z+Z-e2) ...
r 2r 3r 4r
[ ] r
A = (factor geométrico)
2 3 4 1 – 1 + 1 – 1 ... H U – ( Z+Z-e2)
• Debido a que la suma de los términos es mayor a 1, el
cristal unidimensional es más estable que el par iónico.
• Se define a U como el valor absoluto de la H U.
• La fórmula queda:
• Obviamente no existen cristales unidimensionales sino
tridimensionales, lo cual aumenta las atracciones en
relación a las repulsiones electróstaticas y, por lo tanto,
aumenta el valor de U (se hace más negativo).
Explicación del valor de U0
Uatracción = A Z+Z-e2
r
A para el NaCl
• A para el NaCl con coordinación 6:6 = 1.74756
• Casi el doble que para un par iónico donde es = 1
Factor geométrico (A)
Estructura Num. Coord. A (factor geométrico)
Cloruro de sodio 6:6 1.74756
Cloruro de cesio 8:8 1.76267
Blenda de zinc 4:4 1.63806
wurzita 4:4 1.64132
fluorita 8:4 1.51939
rutilo 6:3 2.408
corundo 6:4 4.1719
• Las repulsiones entre iones se deben tanto a las
cargas electrostáticas como a las nubes de
electrones que rodean los núcleos.
• Constante de repulsión entre nubes (B)
Calculo de la repulsión entre las nubes
electrónicas de los iones
Urepulsión entre nubes = B rn
- + - - +
U = ANZ+Z-e2
r +
NB
rn
_____
U = (atracciones + repulsiones electrostáticas)
+ (repulsiones entre nubes)
U = Uatracciones y
repulsiones entre
núcleos
Urepulsión entre
nubes de
electrones
+
• Para su cálculo se utiliza la ecuación del U, para el punto
mínimo (curva de E. Morse-Condon).
• Se calcula considerando:
que es el punto mínimo de la curva cuando r = r0
Cálculo de la repulsión entre nubes
(B)
dr
dU = O
Curva de E. Morse-Condon
r0
Energía de atracción
Energía repulsión
U = energía de atracción
coulombicas - energía de
repulsión electrostática
U =
Cálculo de B (repulsión entre nubes)
U = ANZ+Z-e2
r +
NB
rn
_____
= - ANZ+Z-e2
r2 +
nNB
Rrn+1
_____
-ANZ+Z-e2 rn+1
n B=
dr
dU = O
Uatracciones y
repulsiones entre
núcleos
Urepulsión entre
nubes de
electrones
+
Uo = AZ+ZN-e2
ro
ANZ+Z-e2
ron
Cálculo de Uo
Uo = ANZ+Z-e2
ro
( 1 - 1
n )
Exponente de Born (n)
Se mide a través de datos de compresibilidad
del ión y se expresa como el gas noble que
tiene la misma configuración
Configuración del ión n
He 5
Ne 7
Ar, Cu+ 9
Kr, Ag+ 10
Xe, Au+ 12
• Energía que se libera cuando los iones gaseosos
se unen para formar un cristal sólido. Por ejmplo:
Cálculo experimental de la energía de
red cristalina (Uo)
Gas de Sodio Gas de Cloro Sal de mesa
Na (g) + ½ Cl2 (g) NaCl (s)
Mm+(g) + Xx-
(g) = MxXm (sólido)
Es imposible tener iones gaseosos aislados, por lo que la Uo
se calcula en forma indirecta a través del ciclo de
Born-Haber
(aplicando la Ley de Hess).
Energía de latice o energía de red
cristalina (Uo)
Ley de Hess
El calor desprendido y el absorbido
durante cualquier cambio químico
a presión constante son iguales,
sin importar la ruta del proceso de cambio1.
1. Mahan, “Química, Curso Universitario”, Addison-Wesley Iberoamericana, México 1986, página 300.
• Born y Haber aplicaron la ley de Hess a la entalpía
de formación de un sólido iónico.
• En el caso de la formación de un cristal iónico a partir
de sus elementos, el ciclo de Born – Haber puede
plantearse como:
Ciclo de Born–Haber
Ciclo de Born–Haber
+
H U0
Hf
M (g)
M+(g)
X (g)
X- (g)
M (s) + ½ X2 (g) MX (s)
HEI (1era. Energía de
ionización)
HAE
(1era.
Afinidad
electrónica)
HA M
(sublimación)
½ HA X
(disociación X-X)
Cálculo de Hf
La entalpía de formación (Hf) de un compuesto iónico se
puede calcular con cierta exactitud utilizando el ciclo de
Born – Haber, mediante la sumatoria de los H
involucrados en el proceso:
HAM (sublimación)
½ HA X (disociación X-X)
HEI (1era. Energía de ionización)
H U0
HAE (1era. Afinidad electrónica)
Hf
+
Cl-
Na +
(g)
Na
(g)
Cl
(g)
Cl2
(gas)
Na (sólido) metal
Cl-
(g)
-e +e
Energía de
disociación
NaCl (sólido)
Energía
de latice
(Uo)
∆Ho
NaCl
1/2
Ciclo de Born-
Haber para la
formación del
NaCl (sólido)
Formación del NaCl
Cl2 (gas)
Na (sólido) metal
Na +
(g)
Na
(g)
Cl
(g) Cl-
(g)
-e
+e
NaCl (s)
¿Cómo se determina si va a existir
un compuesto iónico?
• Para saber si un compuesto puede o no existir no basta
con conocer su entalpía de formación, se requiere determi-
nar el cambio en la energía libre de Gibbs (G). • La G se define como:
G = Hf – TS
Para un compuesto iónico la Hf se puede medir en un
calorímetro o se calcula con el ciclo de Born – Haber.
G > 0
G = 0
G < 0
La reacción no es espontánea.
La reacción no puede darse.
La reacción está en equilibrio.
La reacción es espontánea.
La reacción puede darse.
Si la temperatura y la presión permanecen constantes
G < 0 es una medida de la espontaneidad de una
reacción, de tal forma que:
¿Cómo sé si un compuesto va a existir?
Si un proceso es exotérmico
H < 0
y aumenta el desorden
(T . S) >0
G = H - T . S < 0
El proceso será
espontáneo
El proceso no
será espontáneo
¿Cómo sé si un compuesto va a existir?
Si el proceso es endotérmico
H > 0
y disminuye el desorden
(T . S) < 0
G = H - T . S > 0
En el caso de compuestos iónicos basta
con calcular la Ho, pues como la
entropia disminuye (se forma un sólido),
se requiere que H sea negativo y
mayor que T S para que la G sea
negativa
ΔGf de algunos compuestos
¿Existe el NaCl2
*U0 = -2 180 kJ mol-1
HA Na = +108 kJ mol-1
HE.I.1 = +496 kJ mol-1
HE.I.2 = +4 562 kJ mol-1
2HA.E.
HACl
=
=
-698 kJ mol-1
+247 kJ mol-1
Hf = +2 530 kJ mol-1
Como el Hf > 0 el proceso no es espontáneo y no se forma el NaCl2
* El cálculo de U0 se explica más adelante.
• La estabilización adicional
(H2AE) de la red cristalina
no es suficiente para
compensar la segunda
energía de ionización (HEI2).
La entalpía de formación
Hf del CaF es negativa
¿Por qué existe el CaF2 y el CaF no?
*U0 = -795 kJ mol-1
HE.I. = +590 kJ mol-1
HA.E. = -328 kJ mol-1
HA F = +79 kJ mol-1
HA Ca = +178 kJ mol-1
Hf = -276 kJ mol-1
* El cálculo de U0 se explica más adelante.
Si la Hf < 0 se esperaría que se formara el CaF,
pero entonces ¿porqué se forma el CaF2?
Por lo que, el Gf del CaF es menor que para el CaF2.
• Es como una pelota que sigue cayendo hasta el menor
escalón, el compuesto que se forma es el más estable;
(energía gravitacional más negativa) (ojo checar que est
é ligado la entalpía a la energía libre)
¿Por qué existe el CaF2 y el CaF no?
2 CaF CaF2 + Ca Hf = -1220 2 Hf = -550 Hf = 0
Hr = -670 kJ mol-1
Porque la entalpía de formación del CaF2 mucho más fuerte (más negativa) que la del CaF
Nótese que aunque la energía de ionización aumenta drásticamente cuando se
pierde la configuración de gas noble.
Observe que los compuestos más estables son NaX, MgX2 y AlX3. esto se debe a
que los cationes pierden electrones hasta alcanzar la configuración de gas noble y
la máxima carga posible. Además los aniones también alcanzan configuraciones
de gas noble y su máxima carga