Este documento presenta información sobre el enlace iónico. Explica que el enlace iónico surge de la transferencia de electrones entre un átomo electropositivo y otro electronegativo, formando iones. Analiza los aspectos energéticos del enlace iónico a través del ejemplo de NaCl, considerando tanto la transformación directa como por etapas. Finalmente, discute conceptos como la energía reticular y cómo depende de factores como la carga y tamaño de los iones.

1. Tema 5: El enlace iónico -1-
BIBLIOGRAFÍA:
* “Química. Curso Universitario” B.M. Mahan y R.J. Myers
* “Temas básicos de Química” J. Morcillo
* “Fundamentos de Química General” J.L. Lozano y J.L. Vigata
* “Introducción al Enlace Químico” S. Tolosa
* “Química. La Ciencia Básica” M.D. Reboiras
CONTENIDOS DEL TEMA:
5.1. Introducción del enlace químico
5.2. Aspectos energéticos del enlace iónico
5.3. Momento dipolar del enlace y polarización
5.4. Sólidos iónicos
5.5. Características de las sustancias que presentan enlace iónico
Repaso: Covalencia y electrovalencia; formulación.
5.1.- INTRODUCCIÓN DEL ENLACE QUÍMICO
* El estudio del átomo es el punto de partida para el estudio de unidades
estructurales de rango superior, que son las entidades verdaderamente
representativas de la realidad observable.
ÁTOMO: Sistema monocéntrico polielectrónico (o monoelectrónico)
UNIDAD ESTRUCTURAL SUPERIOR: Sistema policéntrico polielectrónico
* Las unidades estructurales de rango superior están formadas por:
• Combinación de átomos de la misma especie: ELEMENTOS (H2, C, ...)
• Combinación de átomos de dos o más especies distintas: COMPUESTOS
(H2O, C6H6, ...)
* Estas unidades estructurales pueden constituir:
• Unidades discretas: MOLÉCULAS (H2, H2O, C6H6, ...)
• Unidades de extensión ilimitada: REDES CRISTALINAS (Na, C, ClNa, ...)
ENLACE QUÍMICO: Es la unión que aparece entre átomos para formar
unidades estructurales de rango superior (moléculas o redes cristalinas).
¿Por qué se forma un enlace?
¿Por qué los diferentes elementos
TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO: presentan distinto número de enlace?
¿Por qué los valores de los parámetros
moleculares? Aspectos geométricos
y energéticos.

2. Tema 5: El enlace iónico -2-
* Las teorías más sencillas para explicar el enlace químico se basan en la
estabilidad de los gases nobles ( He{1s2} ; resto{ns2p6} ), que en condiciones
normales no reaccionan presentándose como gases monoatómicos.
• Kossel (1916), “Regla del Octeto”: Los átomos al unirse tienden a
adquirir las configuraciones de capa de valencia de los gases nobles
mediante transferencia de electrones.
• Lewis (1923): Propone que “dos átomos también pueden cumplir con la
regla del octeto por compartición de pares de electrones”.
* La tendencia a la adquisición de la configuración de capa de valencia de gas
noble, según Kossel, se satisface según los distintos elementos:
• Mediante pérdida de electrones: Son elementos cuyos átomos presentan
carácter metálico y bajos valores de energía de ionización; (ej.: alcalinos y
alcalinotérreos). Tienden a formar cationes.
• Mediante adquisición de electrones: Son elementos cuyos átomos presentan
carácter no metálico y elevados valores de afinidad electrónica; (ej.: familia
del oxígeno y halógenos). Tienden a formar aniones.
Entre iones de diferente carga (de átomos con electronegatividades muy
diferentes) surge el enlace iónico.
Otros átomos (de electronegatividades similares) enlazan entre sí
compartiendo pares de electrones, dando lugar al enlace covalente.
Posibles valencias de los elementos
de los grupos principales del Sistema Periódico
Gr. 1 Gr. 2 Gr. 13 Gr. 14 Gr. 15 Gr. 16 Gr. 17 Gr. 18
Periodo primero H He
Enlace iónico 1+? , 1-? no
Enlace covalente 1 no
Periodo segundo Li Be B C N O F Ne
Enlace iónico 1+ 2+? no no 3-? 2- 1- no
Enlace covalente 1? 2 3 4 3 2 1 no
Periodos restantes Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
Cs Ra Tl Pb Bi Po At Rn
Enlace iónico 1+ 2+ 3+? no no 2- 1- no
1+ 2+ 3+?
Enlace covalente 1? 2? 3 4 3,5 2,4,6 1,3,5,7 2,4,6,8

3. Tema 5: El enlace iónico -3-
* Sólo la Mecánica Cuántica explica adecuadamente el comportamiento de los
electrones en los átomos y moléculas. Así, la Teoría del enlace químico se basa
en la Mecánica Cuántica.
* Para comprender el enlace químico hay explicar cómo surge una atracción
neta entre los núcleos, determinando cómo las interacciones culómbicas (de
atracción y repulsión) entre los electrones y núcleos existentes dan lugar a una
atracción neta entre núcleos.
* En primera aproximación, existen dos tipos límite de enlace químico:
+ Enlace iónico: Uno o más electrones se transfieren de un átomo
electropositivo a otro electronegativo. La
distancia entre los iones es suficientemente
grande como para que las funciones de onda
electrónicas de cada ión no solapen con las
del otro; dando una distribución esférica de
carga alrededor de cada núcleo. La interacción culómbica neta vendrá dada
por la ley de Coulomb usando sólo las cargas netas de los dos iones
formados, lo que resulta en una atracción neta y da lugar al enlace químico.
+ Enlace covalente: En este tipo las funciones de onda electrónicas de los dos
átomos deben superponerse. Así, habrá
electrones que pueden describirse como
“compartidos” por ambos átomos y que
apantallan de forma recíproca las cargas de
los dos núcleos. A estos electrones se les
denomina electrones de enlace; y para
poder describirlos habrá que conocer las posibles funciones de onda
electrónicas de las moléculas.
* Además de estos dos tipos límite de enlace, que participan a la vez en casi
todos los enlaces químicos, existen otros tipos de enlace más específicos:
+ Enlace metálico.
+ Enlace de hidrógeno.
+ Enlace (fuerzas) de van der Waals.

4. Tema 5: El enlace iónico -4-
5.2.- ASPECTOS ENERGÉTICOS DEL ENLACE IÓNICO
METAL NO METAL * Cationes: (Metales)
(χ↓) (χ↑) + Los alcalinos (M+)
+ Los alcalinotérreos menos el Be (M2+)
atracción + A veces los del grupo 13 menos B (M+)
CATIÓN ANIÓN + En algunos casos Sn y Pb (Gr. 14) (M2+)
electrostática
* Aniones: (No metales)
+ Los halógenos (X-)
+ Los del grupo 16 (X2-)
ENLACE IÓNICO + En algunos casos N (Gr. 15) (X3-)
* Análisis de los aspectos energéticos del enlace iónico mediante un ejemplo:
Energía para la formación de NaCl(s) a partir de sus elementos constituyentes
1
en su forma estable: Na( s ) + Cl2( g ) → NaCl( s )
2
Transformación directa (A)
Este análisis energético se puede
plantear por dos posibles caminos
Transformación por etapas (B)
+ (A) Transformación directa:
1
Na ( s ) + Cl 2 ( g ) → NaCl ( s ) ∆Hf = -390,4 kJ/mol (Calor de formación)
2
+ (B) Transformación por etapas:
1
1.- Formación de átomos gaseosos: Na ( s ) + Cl 2( g ) → Na ( g ) + Cl( g ) ∆H1
2
Na( s ) → Na( g ) Es(Na) = 108,7 kJ/mol (Energía de sublimación)
1 1 1
Cl 2( g ) → Cl ( g ) E D ( Cl2 ) = 119,9 kJ/mol (Energía de disociación)
2 2 2
1
∆H 1 = E s ( Na ) + E D ( Cl 2 ) = 228 ,6 kJ/mol
2
2.- Ionización de los átomos gaseosos: Na ( g ) + Cl ( g ) → Na (+g ) + Cl (−g ) ∆H2
Na ( g ) → Na (+g ) I1(Na) = 495,3 kJ/mol (Energía primera de ionización)
Cl ( g ) → Cl (−g ) -A(Cl) = -349,5 kJ/mol -(Afinidad electrónica)
∆ H 2 = I 1( Na ) − A( Cl ) = 145 ,9 kJ/mol
Etapa 1+2: Na ( s ) + 1 Cl 2 ( g ) → Na (+g ) + Cl (−g ) ∆H 12 = ∆H 1 + ∆H 2 = 374 ,5 kJ/mol
2
El simple hecho de que los átomos adquieran una configuración
electrónica externa de gas noble no justifica la formación del enlace iónico

5. Tema 5: El enlace iónico -5-
3´.- Atracción electrostática entre los iones: Na (+g ) + Cl (−g ) → Na + Cl (−g ) ∆H3´
Na (+g ) + Cl (−g ) → NaCl ( g ) ∆H3´ = -583,1 kJ/mol
Etapa 1+2+3´: Na ( s ) + 1 Cl 2 ( g ) → NaCl ( g ) ∆H T ´ = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3´ = −208 ,6 kJ/mol
2
Efecto de la atracción culómbica
sobre el sistema Na+ + Cl-. Se
supone que la interacción entre los
átomos de Na y Cl es despreciable I1 – A = 145,9 kJmol-1
a estas grandes distancias.
q1 ·q2 1389,2·Z1 ·Z 2
E= = kJ ·mol −1
4πε 0 r o
r ( A) 9,52 Å
−1
E = 145,9kJ ·mol ⇒ r = 9,52Å
Curva energía potencialpotencial para la formación de
Curva de de energía para la formación de
un par iónico con iones infinitamente separados.
un par iónico con iones infinitamente separados.
ET re
ET = E atracc + E repuls
Ee
Para la formación de NaCl a partir de Na+ y Cl-:
1389,2 0
ET (kJ / mol ) = − 0
+ (5,712·105 )·e −3,82·r ( A)
r ( A)
re = 2,36 Å
E e = − 583 ,1kJ ·mol −1
La formación del enlace iónico se debe a la aparición de una
interacción electrostática atractiva entre el par iónico
3.- Formación de la red cristalina: Na(+g ) + Cl(−g ) → Na + Cl(−s ) ∆H3
Na(+g ) + Cl(−g ) → NaCl( s ) ∆H3=U0 = -764,9 kJ/mol (Energía reticular o de red)
Etapa 1+2+3: Na ( s ) + 1 Cl 2 ( g ) → NaCl ( s ) ∆H T = ∆H 1 + ∆H 2 + ∆H 3 = −390 ,4 kJ/mol
2

6. Tema 5: El enlace iónico -6-
Valores absolutos de energía reticular (-U0) de Los valores de las energías
los haluros de metales alcalinos y de los óxidos y
sulfuros de metales alcalinotérreos, calculados reticulares son siempre
mediante el ciclo de Born-Haber (kcal/mol). negativos.
F-1 Cl-1 Br-1 I-1
Li+1 238 192 182 170
Na +1
214 179 171 160 El valor absoluto aumenta:
+1
K 189 163 157 148 * Cuando aumenta la carga
+1
Rb 181 158 151 143
Cs +1
172 148 142 135 neta de los iones.
* Para un mismo ión a
O-2 S-2
Be+2 1080 893 medida que disminuye el
Mg+2 940 778 tamaño del correspondiente
Ca+2 835 722
Sr+2 791 687 contraión.
Ba+2 747 656
1 ∆ H f(N a C l)
N a (s ) + 2
C l 2 (g ) N aC l (s)
Es(Na) + 0,5·ED(Cl)l )
Es ( N a)+ 0 ,5 · D (C
E
CICLO DE BORN HABER C IC L O
+ 0 ,5 · E
∆Hf = ∆HT
DE U 0 (N a C l)
B O R N -H A B E R
E
Transf. directa Transf. por etapas
2
N a (g ) + C l (g ) N a + (g ) + C l - (g )
I 1 (N a ) - A (C l)
5.3.- MOMENTO DIPOLAR DEL ENLACE Y POLARIZACIÓN
* Dipolo eléctrico: Sistema formado por dos cargas iguales y de signos
opuestos (q+ y q-) separadas por una distancia q+ r q-
r
muy pequeña (r).A todo dipolo eléctrico se le + -
r r r
µ
asocia un vector momento dipolar: µ = q·r
Unidades para el momento dipolar: 1D=10-18statC·cm= 3,336·10-30 C·m
* En los átomos, cuando se promedia temporalmente, el centro de masa de los
electrones coincide con el núcleo por lo que el promedio temporal del
momento dipolar del átomo es cero. Si se toma la distribución instantánea,
hay una separación de ambos centros de carga y se crea un momento dipolar
instantáneo.

7. Tema 5: El enlace iónico -7-
* En algunas moléculas, las llamadas polares, existe un momento dipolar
permanente debido a la existencia de separación de cargas (ej.: HCl). Hay que
distinguir entre momento dipolar de enlace y momento dipolar de molécula:
• Momento dipolar de enlace: Entre los dos átomos que forman el enlace. El
valor de este momento aumenta al aumentar la diferencia de
electronegatividades entre los dos átomos que forman el enlace.
• Momento dipolar de molécula: Entre todos los átomos que forman la
molécula. En primera aproximación
Enlace µ (D) Enlace µ (D)
este momento se obtiene mediante la H–F 1,98 H – O 1,5
suma vectorial de los momentos de H – Cl 1,04 H – N 1,3
H – Br 0,79 H – C 0,4
enlace existentes en la molécula. Habrá H–I 0,38
que tener en cuenta los posibles efectos de pares electrónicos no compartidos.
* La polaridad de los enlaces de una molécula es una condición necesaria, pero
no suficiente, para que la molécula sea polar.
Momentos dipolares y geometría molecular.
(A, X y C tienen diferentes electronegatividades)
µ de la
Molécula Estructura Ejemplo
molécula
A2 Lineal Nulo N2 , O2
AX Lineal Finito HF , ICl
AX2 Lineal Nulo CO2
AX2 Angular Finito H2O , SO2
AXC Lineal Finito HCN
AX3 Triangular plana Nulo BF3
AX3 Piramidal Finito NH3
AX3 Forma de “T” Finito BrF3
AX4 Tetraedro regular Nulo CCl4
AX4 Cuadrada plana Nulo PtCl4
AX4 Tetraedro irregular Finito TeCl4
AX5 Bipiramidal trigonal Nulo Fe(CO)5
AX5 Pirámide cuadrada Finito IF5
AX6 Octaedro regular Nulo SF6
AX7 Bipirámide pentagonal Nulo IF7

8. Tema 5: El enlace iónico -8-
* El momento dipolar de un enlace permite determinar el carácter iónico del
µ exp erimental
mismo:
% iónico =
µ teórico para enlace iónico
Este carácter iónico depende fundamentalmente de la diferencia de
electronegatividades entre los átomos que forman el enlace.
* Polarización y polarizabilidad
En todas los átomos y moléculas puede provocarse la aparición de un
momento dipolar inducido por la acción de un campo eléctrico externo.
r
µind Este momento inducido
e- r δ- δ+ tendrá la misma dirección y
Eexterno _
_
+ + sentido que el campo
e-
eléctrico.
r r
µ =0 Eext
r r
µind = α ·E α: Constante de proporcionalidad que depende de la
molécula o átomo y se denomina polarizabilidad.
Presenta unidades de volumen (m3).
Polarización en un enlace iónico:
Para la molécula de NaCl se obtiene que: µexp=9 D y re=2,36 Å
Al calcular el momento dipolar teórico: µteo=11,33 D y así: % iónico=79,5 %
r La explicación de que el enlace no sea
E
δ− δ+
µind 100% iónico es la aparición de un
µteo momento dipolar inducido por la acción
Na+ Cl-
µexp del catión Na+ sobre la nube electrónica
del anión Cl-.
Efecto de la polarización del ión más grande, Cl-, por
el ión más pequeño, Na+. La región sombreada A mayor polarización
indica la carga negativa desplazada hacia el ión Na+. de un enlace iónico,
El momento dipolar disminuye porque la mitad menor carácter iónico
derecha del ión Cl- es más positiva (δ+) que la presenta dicho enlace.
izquierda (δ-) debido a la polarización producida.

9. Tema 5: El enlace iónico -9-
5.4.- SÓLIDOS IÓNICOS
* Las estructuras sólidas de los compuestos iónicos (sólidos iónicos) pueden
explicarse a partir de un modelo donde los iones se consideran esferas
cargadas de radio determinado (radio iónico).
Los iones se van a acumular y empaquetar del
modo en que el sistema presente menor energía.
Así se formarán: “estructuras en las que en torno a
un ión dado se disponen, tangencialmente al
mismo, el mayor número posible de iones de carga
opuesta y de la forma más simétrica posible”. NaCl
La red cristalina de un sólido iónico viene caracterizada por el número de
aniones que pueden disponerse como máximo en íntimo contacto en torno al
catión (índice de coordinación del catión) y viceversa (IC del anión).
* La estructura de cada red cristalina viene determinada por la estequiometría
del compuesto y por factores de tipo geométrico, de entre los que resulta
determinante la relación de los radios iónicos (r+/r-).
+ ESTEQUIOMETRÍAS TIPO AB:
• Estructura cúbica: IC 8:8
1 > r+/r- > 0,732
D12 = D2 + (2 r− )
2
2
D1
4(r− + r+ ) = 3·(2 r− ) 2r- r- + r+
2 2
D1 = 2(r− + r+ ) Cl-
D2 = (2 r− ) + (2 r− )
2 2 2 (r− + r+ ) = 3r
−
2
Cs+ D2
r+
= 3 − 1 = 0,732
r−
• Estructura octaédrica:
IC 6:6
0,732 > r+/r- > 0,414
(2 r− )2 = (r− + r+ )2 + (r− + r+ )2
2 r− = 2 (r− + r+ ) r+
r+ 2 = 2 − 1 = 0,414
1+ = r−
r 2

10. Tema 5: El enlace iónico - 10 -
• Estructura tetraédrica: IC 4:4
0,414 > r+/r- > 0,225
(r− + r+ )2 = (b 2 ) ( 2) b2 + l 2 3
= (2 r−2 )
2 2
+ l (r− + r+ ) 2
=
4 4
b = l + l = 2l
2 2 2 2
3r−2
(2 r− ) 2
= l + l = 2l
2 2 2 (r− + r+ ) = = r− 3
2
2
l = 2 r−2
2
r+
= 3 − 1 = 0,225
r− 2 +2
-2
Los datos teóricos de las estructuras consideradas son orientativos, ya que el
tratamiento no incluye factores que pueden tener gran influencia.
Relación de radios iónicos y estructuras de algunos sólidos
iónicos de estequiometría AB
Estructura tipo Estructura tipo Estructura tipo
CsCl NaCl ZnS (blenda)
Sustancia r+/r- Sustancia r+/r- Sustancia r+/r-
TlI 0,67 NaI 0,43 BeS 0,20
TlBr 0,77 NaCl 0,53 CuI 0,43
CsI 0,77 KI 0,62 ZnS 0,47
TlCl 0,83 KBr 0,68 CuBr 0,50
CsBr 0,83 RbCl 0,69 CuCl 0,52
CsCl 0,91 KCl 0,73
RbBr 0,76
RbCl 0,82
KF 0,98
RbF 1,08 (0,93)
CsF 1,23 (0,81)
+ ESTEQUIOMETRÍAS TIPO AB2:
Estructura tipo fluorita: IC 8:4 Estructura tipo rutilo: IC 6:3
r+/r- > 0,732 r+/r- < 0,732
+2 -1
Ti+4 O-2

11. Tema 5: El enlace iónico - 11 -
5.5.- CARACTERÍSTICAS DE LAS SUSTANCIAS QUE PRESENTAN
ENLACE IÓNICO
* La gran mayoría de las características que presentan los compuestos iónicos
se deben a la elevada energía del enlace iónico (fundamentalmente de la
energía reticular).
* Las propiedades más importantes son:
• Todos los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente.
• Presentan alta dureza (resistencia a ser rayados).
• Son sólidos frágiles, es decir, se rompen con facilidad cuando se pretende
deformalos mediante fuerzas tangenciales.
• Presentan elevados puntos de fusión y de ebullición, siendo sustancias
poco volátiles.
• Son malos conductores de la electricidad en estado sólido.
• En estado fundido y en disolución son buenos conductores de la
electricidad (por conducción iónica).
• Son muy solubles en disolventes polares, como el agua.
Fragilidad de los sólidos iónicos: Al ejercer una fuerza tangencial se
produce una dislocación que enfrenta a iones del mismo signo
provocando un gran aumento de las fuerzas repulsivas, dando lugar a
la ruptura del cristal.