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Mapa mental: El enlace iónico

Contenido del mapa

Enlace iónico — Unión entre átomos por transferencia de electrones; los iones opuestos se atraen electrostáticamente.
- Iones y cargas — Los iones son las piezas que se unen en el enlace iónico.
  - ¿Qué es un ion? — Átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido electrones y tiene carga eléctrica neta.
  - Catión — Ion de carga positiva; se forma al perder electrones y casi siempre procede de un metal.
    - Ejemplos — Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺.
  - Anión — Ion de carga negativa; se forma al ganar electrones y casi siempre procede de un no metal.
    - Ejemplos — Cl⁻, O²⁻, N³⁻.
  - Carga del ion — Se calcula como número de protones menos número de electrones.
    - Ejemplo: Na⁺ — 11 protones − 10 electrones = +1.
- ¿Por qué se transfieren los electrones? — Tres magnitudes explican quién cede y quién gana electrones.
  - Energía de ionización — Energía mínima para arrancar un electrón a un átomo; es baja en metales, que ceden con facilidad.
  - Afinidad electrónica — Energía que se libera al captar un electrón; es alta en no metales, que ganan con facilidad.
  - Electronegatividad — Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones del enlace.
  - Regla práctica — Se da entre un metal y un no metal con gran diferencia de electronegatividad (orientativamente Δχ ≥ 1,7).
- Formación del enlace — Secuencia de pasos desde el acercamiento de los átomos hasta la red cristalina.
  - Secuencia de pasos — Se acercan metal y no metal; el metal cede sus electrones de valencia y se forman el catión y el anión.
  - Regla del octeto — Al ceder o ganar electrones, los átomos alcanzan la estructura estable de un gas noble, con 8 electrones en la última capa.
    - Excepción: doblete — El hidrógeno, el litio y el berilio se estabilizan con 2 electrones.
  - Atracción electrostática — La atracción entre cargas opuestas mantiene unidos a los iones, según la ley de Coulomb: F = k·|q₁|·|q₂| / r².
    - ¿Cuándo es más fuerte? — Cuanto mayor sea la carga de los iones y cuanto más cerca estén entre sí.
  - Red cristalina — Los iones se ordenan en una estructura repetida donde cada uno queda rodeado de iones de carga contraria.
  - Fórmula y neutralidad — La fórmula unitaria se escribe para que las cargas se compensen y la suma total sea cero.
    - Método de la cruz — Se cruzan los números de las cargas de los iones para obtener los subíndices.
- Ejemplos resueltos — Aplicación paso a paso de la teoría a compuestos concretos.
  - Cloruro de sodio (NaCl) — El sodio (2, 8, 1) cede su electrón de valencia y el cloro (2, 8, 7) lo capta.
    - Transferencia de electrones — Na → Na⁺ + e⁻ y Cl + e⁻ → Cl⁻.
    - Configuraciones finales — Na⁺ queda como el neón (2, 8) y Cl⁻ como el argón (2, 8, 8).
    - Comprobación de cargas — (+1) + (−1) = 0, por eso la fórmula es NaCl.
  - Óxido de aluminio (Al₂O₃) — Se escriben los iones Al³⁺ y O²⁻ y se cruzan sus cargas como subíndices.
    - Comprobación de cargas — 2(+3) + 3(−2) = +6 − 6 = 0.
- Propiedades de los compuestos iónicos — Todas derivan de la estructura de red iónica.
  - Sólidos a temperatura ambiente — La red iónica es una estructura muy estable.
  - Alto punto de fusión — Hace falta mucha energía para separar los iones de la red.
  - Duros y frágiles — Al golpearlos, capas de igual carga quedan enfrentadas, se repelen y el cristal se fractura.
  - Conductividad eléctrica — Depende de que los iones estén libres para desplazarse.
    - En estado sólido: no conduce — Los iones están fijos en la red y no pueden moverse.
    - Fundido o disuelto: sí conduce — Los iones quedan libres y pueden desplazarse.
  - Solubilidad en agua — El agua es polar y rodea (hidrata) a los iones, separándolos de la red.
  - Sin moléculas aisladas — Se escribe una fórmula unitaria (empírica) que indica la proporción de iones.

El enlace iónico es un tipo de enlace químico en el que un átomo de metal cede uno o más electrones a un átomo de no metal. Al cederlos, el metal se convierte en un ion positivo (catión) y el no metal, al ganarlos, en un ion negativo (anión). Los dos iones resultantes quedan con cargas eléctricas de signo contrario, y es precisamente la fuerte atracción electrostática entre esas cargas opuestas lo que mantiene unido al compuesto. Esta atracción se puede imaginar como la de dos imanes: el polo positivo y el polo negativo se pegan con fuerza.

Un ion es simplemente un átomo o grupo de átomos que ha ganado o perdido electrones y por eso posee carga eléctrica neta. La carga se calcula restando al número de protones el número de electrones: por ejemplo, el ion sodio tiene 11 protones y 10 electrones, de modo que su carga es 11 − 10 = +1. Los cationes (carga positiva) suelen proceder de metales, y los aniones (carga negativa) de no metales. La facilidad con que cada átomo cede o captura electrones se explica con tres magnitudes: la energía de ionización (baja en metales, que ceden con facilidad), la afinidad electrónica (alta en no metales, que captan con facilidad) y la electronegatividad (capacidad de atraer los electrones del enlace). Como regla práctica, el enlace iónico se forma sobre todo entre un metal y un no metal cuya diferencia de electronegatividad es grande, orientativamente mayor o igual que 1,7.

Durante la formación del enlace, el metal cede sus electrones de valencia y ambos átomos alcanzan la configuración electrónica estable de un gas noble: la última capa con 8 electrones (regla del octeto), salvo que el hidrógeno, el litio y el berilio se conforman con 2. Los iones resultantes se ordenan en una red cristalina, una estructura repetida en la que cada ion queda rodeado de iones de carga contraria. La fuerza de la unión sigue la ley de Coulomb: es mayor cuando los iones tienen más carga y cuando están más cerca. Los compuestos iónicos no son moléculas sueltas, sino redes de iones, por lo que su fórmula es una fórmula unitaria o empírica que indica la proporción entre los iones y que debe hacer que las cargas se compensen exactamente hasta dar cero.

El ejemplo clásico es el cloruro de sodio: el sodio (configuración 2, 8, 1) cede su electrón de valencia y el cloro (2, 8, 7) lo capta; así se forman Na⁺ (2, 8, igual que el neón) y Cl⁻ (2, 8, 8, igual que el argón), y la fórmula resultante es NaCl porque (+1) + (−1) = 0. Otro ejemplo útil es el óxido de aluminio, cuya fórmula se escribe con el método de la cruz: a partir de Al³⁺ y O²⁻ se obtiene Al₂O₃, y se comprueba que 2(+3) + 3(−2) = 0.

Las propiedades de los compuestos iónicos derivan directamente de la red iónica: son sólidos a temperatura ambiente, tienen alto punto de fusión y ebullición porque hace falta mucha energía para separar los iones, son duros pero frágiles (al golpearlos, capas de igual carga quedan enfrentadas y se repelen, y el cristal se fractura), no conducen la corriente eléctrica en estado sólido porque los iones están fijos, pero sí la conducen fundidos o en disolución, cuando los iones quedan libres y pueden desplazarse. Muchos son solubles en agua, ya que el agua es polar y rodea (hidrata) a los iones, separándolos de la red. Los errores más frecuentes son confundir el enlace iónico con el covalente (aquí los electrones se transfieren, no se comparten), escribir la fórmula sin equilibrar las cargas, pensar que el sólido conduce la electricidad y olvidar que estos compuestos son redes y no moléculas independientes.