En las diapositivas se expone el enlace ionico, energia reticular, ciclo de Born Haber y propiedades de los compuestos ionicos.

1. QUÍMICA BACHILLERATO
ENLACE IÓNICO
Por
Francisco Magaña Carmona
Profesor de IES

2. Sólo los gases nobles y algunos metales en estado de vapor están
formados por moléculas monoatómicas (átomos sueltos). La existencia de
especies poliatómicas implica que los átomos pueden interactuar entre sí
para formar agregados que tienen una energía menor que la de los
átomos por separado y, por lo tanto estas especies son más estables.
Las uniones entre átomos, iones o moléculas es lo que constituye el
enlace químico. En este enlace es muy importante la configuración
electrónica de la capa más externa de los átomos e iones. De acuerdo
con Lewis los átomos ganan, pierden o comparten electrones para
adquirir configuración de gas noble (8 e- externos = octeto electrónico
completo)88
INTRODUCCIÓN

3. ENLACE IÓNICO
El enlace iónico se da entre elementos que están muy alejados en el Sistema Periódico, uno de ellos de
carácter marcadamente metálico y el otro de carácter no metálico, o sea entre elementos de muy
diferente electronegatividad (en general una diferencia de EN>2), por ejemplo entre el Na y el Cl.
En el enlace iónico tiene lugar una transferencia de electrones del elemento de carácter metálico o de
menor electronegatividad, que pierde uno o más electrones originándose un ion positivo o catión, al
elemento de carácter no metálico o de mayor electronegatividad, que gana uno o más electrones
originándose un ion negativo o anión.
Estos iones, positivo y negativo se unen por fuerzas electrostáticas, cuya fortaleza de acuerdo con la
ley de Coulomb depende de la carga de los iones y de la distancia entre ellos.
En el esquema de la izquierda vemos como un átomo de Na
pierde su electrón externo transformándose en el ion Na+,
este electrón es captado por el átomo de Cl que se
transforma en el ion Cl-. Ambos iones tienen estructura de
gas noble (octeto completo).
Vamos a realizar la representación anterior mediante un diagrama de puntos:
Na. + .Cl: Na+ + :Cl:
::
::
-

4. Se puede exponer lo anterior haciendo uso de las configuraciones electrónicas del Na y del Cl:
Inicialmente tenemos: Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p5
Como tiene lugar la transferencia de un electrón del Na al Cloro las nuevas configuraciones son:
Na+: 1s2 2s2 2p6 y Cl- : 1s2 2s2 2p6 3s2 2p6
Vemos que los iones Na+ y Cl- tienen 8 e- exteriores, octeto completo. Estos iones de signo opuesto
se atraen por fuerzas electrostáticas.
VALENCIA IÓNICA : Llamamos valencia iónica de un elemento al número de electrones que gana o
pierde para formar sus iones. Ejemplo: La valencia iónica del Na es +1 ,el signo + es por dar lugar a
un ion positivo y, la del Cl es -1 por dar lugar a un ion negativo.
FÓRMULA DE UN COMPUESTO IÓNICO: Las entidades Na+Cl- o NaCl solo existen en estado de
vapor. En condiciones ordinarias los compuestos iónicos son sólidos y forman redes cristalinas iónicas.
Los compuestos iónicos no forman auténticas moléculas, y la fórmula de un compuesto iónico expresa
la relación entre el número de iones positivos y negativos que hay en la red. Al escribir NaCl como
“fórmula” del cloruro de sodio expresamos que hay un ion Cl- por cada ion Na+ en la red del NaCl.
Análogamente al escribir CaF2 como “fórmula” del fluoruro de calcio expresamos que hay dos iones
F- por cada ion Ca2+ en la red del CaF2.
ENLACE IÓNICO (CONTINUACIÓN)

5. Entalpía de red o energía reticular: La energía reticular o entalpía de red se define como la variación
o cambio de entalpía que tiene lugar en la formación de un mol de un compuesto iónico a partir de sus
correspondientes iones en estado gaseoso. Ejemplo: Para el cloruro de sodio, la energía reticular o
entalpía de red viene dada de la forma:
Na+(g) + Cl-(g)  NaCl (s) . . . . . ΔH0
red = - 786,8 kJ.mol-1
En la siguiente diapositiva veremos como calcular la energía de red mediante el ciclo de Born-Haber.
Hay que distinguir entre entalpía de red y entalpía de formación de un compuesto, que es la energía
puesta en juego en la formación de un mol de dicho compuesto a partir de sus elementos en sus
correspondientes estados físicos en condiciones estándar, o sea a la p = 1 atm y a 25ºC = 298 K.
Para el NaCl, la entalpía de formación sería : Na(s) + ½ Cl2(g)  NaCl(s) … ΔH0
f=-411,1 kJ.mol-1
El esquema 3D de la izquierda representa el cristal iónico de NaCl.
Se ha representado con esferas de color azul a los iones Na+ y con
esferas de color verde a los iones Cl-.
La “energía de red” sería la energía que el sistema cede al medio
exterior o entorno cuando se forma 1 mol de un sólido iónico a partir
de sus correspondientes iones gaseosos.
ENERGÍA RETICULAR

6. El ciclo de Born-Haber es un método indirecto que
permite calcular energías reticulares o entalpías de
red. Para ello aplicamos la ley de Hess al ciclo
termodinámico que se representa en el esquema de la
derecha teniendo en cuenta que:
a) S es la entalpía de sublimación del metal (Na),
energía que hay que aportar a 1 mol de átomos del
metal para pasarlos del estado sólido al gaseoso.
b) D es la energía de disociación o energía que hay
que aportar a 1 mol de moléculas del no metal (Cl2)
para disociarlo en sus átomos en estado gaseoso (Cl).
Aquí aportaremos +½D.
c) EI es la energía de ionización del metal y es
positiva por ser energía que hay que aportar, +EI.
d) AE es la afinidad electrónica del no metal y es
negativa por ser energía desprendida, -AE.
e) U es la energía de red y es negativa por ser
energía desprendida -U.
Como llegamos al mismo estado final NaCl(s), desde el
mismo estado inicial Na(s)+ ½Cl2(g), tenemos que:
-ΔH0
f = S + ½D + EI – AE – U
de donde podemos despejar la energía de red U.
CICLO DE BORN-HABER
+EI–AE
Na(g) + Cl(g) ------------> Na+(g) + Cl-(g)
-ΔH0
f
Na(s) + ½Cl2(g)---------------->NaCl(s)
-ΔH0
f = S + ½D +EI –AE –U
Y ahora despejamos la energía de red:
U = S + ½D +EI –AE +ΔH0
f
+S +½D -U
ENERGÍA RETICULAR (CONTINUACIÓN)

7. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
Dado que la atracción entre los iones positivos
y negativos en la red cristalina es muy
fuerte, hay que aportar mucha energía para
desmoronar la red y por tanto los puntos de
fusión y de ebullición son muy altos.
DUREZA
Los sólidos iónicos presentan gran dificultad a ser
rallados, debido a la fortaleza del enlace iónicos
(la dureza se mide mediante la escala de Mohs).
FRAGILIDAD
Los compuestos iónicos son frágiles, es decir se
rompen al ser golpeados.
CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA
Los compuestos iónicos en estado sólido no conducen la corriente eléctrica ya que los electrones se
encuentran en los iones y estos permanecen fijos en la red. Al no existir movimientos de cargas, no
son conductores de la corriente eléctrica.
Los compuestos iónicos fundidos son conductores de la corriente eléctrica, ya que al poder moverse
los iones conducen la corriente. A esto lo llamamos conducción electrolítica.
Los compuestos iónicos disueltos en agua son conductores de la corriente eléctrica al poderse mover
los iones libremente (electrolitos).

8. EJERCICIO: Calcular la energía reticular del NaCl a partir de los siguientes valores:
Datos: Energía de sublimación del Na = 107,8 kJ.mol -1 . Energía disociación del Cl2 = 242,6 kJ.mol -1 .
Energía de ionización del Na = 495,4 kJ.mol -1 . Afinidad Electrónica del Cl = 348,8 kJ.mol -1 .
Entalpía de formación del NaCl = 411,1 kJ.mol -1 . SOLUCIÓN
Dado que la energía reticular viene dada por: U = S + ½D +EI –AE +ΔH0
f
Sustituyendo tenemos: U = 107,8 +½242,6 + 495,4 – 348,8 + 411,1 = 786,8 kJ.mol -1.
SOLUBILIDAD
Los compuestos iónicos se disuelven en disolventes
polares. La solubilidad de los compuestos iónicos se debe
a interacciones ion-dipolo (fuerzas de Van der Waals). En
el esquema de la derecha se representa un cristal iónico
en el que los iones de su superficie interaccionan con los
dipolos del disolvente. Los iones negativos se rodean de
dipolos del disolvente por la parte positiva de los mismos,
y los iones positivos por la negativa. Si la energía de
solvatación, energía liberada al asociarse las moléculas del
disolvente con los iones del soluto, es mayor que la
energía reticular se desmorona la red iónica y el cristal
se disuelve.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS (CONTINUACIÓN)

9. BIBLIOGRAFÍA Y REFERENCIAS
-El esquema tridimensional que aparece en la diapositiva 5 está tomada de Wikipedia.
-Química 2º Bachillerato de SM, de autores José Ignacio del Barrio, Alicia Sánchez, Ana Isabel Bárcena y
Aureli Caamaño de ISBN:978-84-675-8722-7.
-Química 2º Bachillerato de Santillana, de autores Luis A. Oro, José Luis Andreu, Mª Cruz Fernandez y
Jesús J. Pérez-Torrente de ISBN: 84-294-4904-3.