Enlace iónico

El enlace iónico es un enlace químico de naturaleza electrostática que se forma cuando los átomos poseen una alta diferencia en electronegatividad, es decir, una baja energía de ionización y una alta afinidad electrónica. En pocas palabras, se refiere a la atracción electrostática mutua que se establece entre las cargas eléctricas de un catión y anión que establecen dicho enlace.

A continuación, define el porcentaje del carácter iónico de un enlace químico (que se puede calcular por los valores de la electronegatividad de los elementos que participan en el enlace, a través de la siguiente relación: en el enlace iónico la atracción ejercida por el núcleo del átomo más electronegativo el otro, el átomo, el menos electronegativo, es tan fuerte que la nube de la electrónica de carga se puede considerar como un más electronegativo Algunos autores reportan valores de diferencia de electronegatividad (Δχ) para los que dos elementos dan lugar a un enlace iónico, estos valores van desde 1.7 (corresponde a un porcentaje de iónico mayor que 60%) a 2.0. Sin embargo, el discernimiento entre enlaces iónicos y covalentes para algunos compuestos no está claro, por lo que hay enlaces covalentes con marcado carácter iónico (alta polaridad). El electrón del otro elemento, menos electronegativo, es arrancado y se crea un enlace iónico como resultado de la formación de un catión y un anión. El enlace así creado es puramente electrostático debido a la atracción mutua (para la Ley de Coulomb) por los dos iones de carga opuesta. A diferencia del enlace covalente que ocurre a lo largo de la dirección establecida por los orbitales de enlace, el enlace iónico no es direccional. La atracción entre cargas de signo opuesto, de hecho, no se desarrolla en una sola dirección, sino que actúa con la misma fuerza, en todas las direcciones con simetría esférica (a igual distancia). En un enlace iónico, el número de iones se llama el "número de coordinación" . Si consideramos los iones como esferas rígidas, el cálculo de los números de coordinación más probables es posible gracias a la relación de los rayos R + /R. En el siguiente esquema se encuentran los tipos más comunes de coordinación con la simetría espacial formada por las partículas, en función de la mencionada relación radio - catión/radio - anión. Tenga en cuenta que esta relación es siempre menor que 1, siendo el catión de un átomo siempre menor que el anión correspondiente. También debe tenerse en cuenta que la geometría trigonal es solo plana (es decir, los 3 aniones y el catión central son coplanares). El enlace iónico es típico de los enlaces entre metales y no metales y es más probable que se realice cuando un átomo de baja energía de ionización se combina con un átomo de alta afinidad electrónica. En el entramado cristalino hay fuerzas, por lo tanto energías, de Atracción y repulsión. Cada catión se atrae a sí mismo y es atraído por los aniones. La energía de atracción es negativa y se calcula con la energía de Coulomb que varía para cada par ion-anión en función de la distancia, la disposición geométrica y el número de coordinación. Del mismo modo, entre los iones de signo igual se crea una repulsión eléctrica. También para él el valor varía dependiendo de la distancia, la geometría iónica y el número de coordinación. La energía Madelung tiene en cuenta todas estas interacciones entre iones y por lo tanto representa una suma de todas las energías posibles. Fijo un ion de referencia, se calculan todas las energías posibles relacionadas con él. Fijado con R 0 {\displaystyle R_{0}} la primera distancia calculada, los siguientes son R 1 = 2 R 0 ; R 2 = 3 R 0 ; R 3 = 2 R 0 … {\displaystyle R_{1} = {\sqrt {2}}R_{0}; R_{2}={\sqrt {3}}R_{0}; R_{3}=2r_{0}\ldots } suma es una secuencia de alternadamente negativo (atracción) y positivo anexos (repulsión), de magnitud decreciente Cada adición varía de la otra para la distancia de encuadernación, que por conveniencia expresamos en función de la distancia inicial r 0 {\displaystyle r_{0}} y para un factor multiplicativo que dice el número de iones involucrados en ese proceso de energía (aparte del ion de muestra en sí). Para entender aquí es un ejemplo que comienza a calcular la energía en un cristal de sal de roca. Si consideramos solo el número de iones involucrados y el factor multiplicativo que expresa el radio de la interacción como una función del primer radio calculado, R 0 {\displaystyle R_{0}} tenemos una suma que converge a un valor, llamado constante de Madelung, característica precisamente para la geometría y coordinación del cristal iónico. Los enlaces covalentes polares deben considerarse híbridos con carácter variable covalente e iónico, con un tipo de enlace que puede ser más o menos predominante sobre el otro. Por otro lado, muchos enlaces considerados por la simplicidad iónica tienen un cierto componente covalente.

Un ion Na + está rodeado y atraído por 6 iones Cl-y viceversa, en una estructura llamada cristalina. De hecho, los aniones y cationes están dispuestos alternativamente en una celosía cúbica. Esta disposición se llama cristalina porque macroscópicamente genera un cristal, que refleja la geometría de la estructura iónica. Aunque la molécula de NaCl existe en estado gaseoso, en estado sólido (Hecho General válido para todos los compuestos iónicos) "no hay molécula iónica" . Cuando indicamos un compuesto iónico con una fórmula, por lo tanto, no queremos describir una estructura molecular autónoma sino solo la relación numérica existente en el Cristal entre iones positivos e iones negativos. En la práctica se abusa de hablar de Fórmula molecular, mientras que sigue siendo válido hablar de Fórmula mínima. Del mismo modo, sería más correcto referirse al peso de la fórmula en lugar del peso molecular. En nuestro caso, cloruro de sodio, la fórmula NaCl indica que la relación de los moles de Na + y Cl-es 1: 1 Otro ejemplo: cloruro de magnesio, MgCl 2 indica que en el reticulado iónico los iones de Mg 2+ y Cl-están presentes en la proporción de 1: 2.

Enlace químico

Ángulo de unión

El ángulo de unión es el ángulo formado por los ejes que unen los núcleos de los átomos unidos. Es una de las características fundamentales de la unión química....
Esta página se basa en el artículo de Wikipedia: Fuente, Autores, Licencia Creative Commons Reconocimiento-CompartirIgual.
This page is based on the Wikipedia article: Source, Authors, Creative Commons Attribution-ShareAlike License.
contactos
Política de privacidad , Descargos de responsabilidad