Enllaz iónicu

Enllaz iónicu
	enllaz químicu

En química y en física, un enllaz iónicu o electrovalente ye la resultancia de la presencia d'atraición electrostática ente los iones de distintu signu, esto ye, unu fuertemente electropositivo (baxa enerxía d'ionización) y otru fuertemente electronegativu (alta afinidá electrónica).^[1]Eso dase cuando nel enllaz, unu de los átomos capta electrones del otru. L'atraición electrostática ente los iones de carga opuesta causa que se xunan y formen un compuestu químicu simple, equí nun se funden; sinón qu'unu da y otru recibe. Por que un enllaz iónicu xenérese ye necesariu que la diferencia (delta) de electronegatividades seya mayor que 1,7 o igual. (Escala de Pauling).^[2]

Cabo resaltar que nengún enllaz ye totalmente iónicu, siempres va haber una contribución nel enllaz que se-y pueda atribuyir a la compartición de los electrones nel mesmu enllaz (covalencia).^[3] El modelu del enllaz iónicu ye una desaxeración que resulta conveniente una y bones munchos datos termodinámicos pueden llograse con bien bona precisión si piénsase que los átomos son iones y nun hai compartición d'electrones.

Puesto que los elementos implicaos tienen elevaes diferencies de electronegatividá, esti enllaz suel dase ente un compuestu metálicu y unu non metálico.^[4] Produzse una tresferencia electrónica total d'un átomu^[5] a otru formándose iones de distintu signu. El metal dona unu o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable.^[6] Estos electrones depués ingresen nel non metal, aniciando un ion cargáu negativamente o anión, que tamién tien configuración electrónica estable. Son estables pos dambos, según la regla del octeto o pola estructura de Lewis adquieren 8 electrones na so capa más esterior (capa de valencia), anque esto nun ye del tou ciertu yá que cuntamos con delles esceiciones, la del hidróxenu (H) que se llega al octeto con dos electrones, el beriliu (Be) con 4, el aluminiu (Al) y el boru (B) que s'arrodien de seis (estes últimes dos especies formen aductos acedu-base pa llegar al octeto convencional de 8 electrones).

Los compuestos iónicos formen redes cristalines constituyíes por N iones de carga opuesta, xuníos por fuercies electrostáticas. Esti tipu d'atraición determina les propiedaes reparaes. Si l'atraición electrostática ye fuerte, fórmense sólidos cristalinos d'eleváu puntu de fusión y insolubles n'agua; si l'atraición ye menor, como nel casu del NaCl, el puntu de fusión tamién ye menor y, polo xeneral, son solubles n'agua y insolubles en líquidos apolares, como'l bencenu o'l disulfuro de carbonu.^[7]

Carauterístiques

Delles carauterístiques d'esti tipu d'enllaz son:

Los sos enllaces son bien fuertes (depende fuertemente de la naturaleza de los iones).
Sólidos a temperatura ambiente y tienen una estructura cristalina o tresparente nel sistema cúbicu. (Hai compuestos iónicos que son líquidos a temperatura ambiente denominaos "líquidos iónicos" o "Sales Dilíos", con un campu d'aplicación xigantescu.)
Altos puntu de fusión (ente 300 °C y 1000 °C) y ebullición (Si l'enllaz tien un calter covalente alto, pue ser qu'estos valores mengüen abruptamente)
Son enllaces resultantes de la interacción ente los metales de los grupos I y II y los non metales de los grupos VI y VII.
Son solubles n'agua y otres disoluciones aguacientes debíu al dipolo llétricu que presenten les molécules d'agua; capaces de solvatar a los iones, compensando asina la enerxía de rede cristalina. (Non tolos compuestos iónicos puédense solubilizar fácilmente con agua, yá seya pola poca enerxía de solvatación de los iones o pol calter covalente del compuestu iónicu):
Una vegada en disolución aguacienta son escelentes conductores de lletricidá, yá que entós los iones queden llibres. (Hai una gran variedá de compuestos iónicos que son pocu o bien pocu solubles en disolución aguacienta, tamién debíu al calter covalente del compuestu y que nun dexa que l'agua dixebre fácilmente la rede cristalina, resultando asina nuna bien probe conductividá en disolución)
En estáu sólidu nun conducen la lletricidá, una y bones los iones ocupen posiciones bien fixes na rede. Si utilizamos un bloque de sal como parte d'un circuitu en llugar del cable, el circuitu nun va funcionar. Asina tampoco va funcionar una bombilla si utilizamos como parte d'un circuitu un cubu d'agua, pero si eslleimos sal a esgaya en dichu cubu, la bombilla del circuitu va encendese. Esto debe a que los iones disueltos del sal son capaces d'allegar al polu opuestu (al so signu) de la pila del circuitu y, por ello, este funciona.^[8]

Clasificación

Los iones clasificar en dos tipos:

a) Anión: Ye un ion con carga llétrica negativa, lo que significa que los átomos que lu conformen tienen un escesu d'electrones. Comúnmente los aniones tán formaos por non metales, anque hai ciertos aniones formaos por metales y non metales. Los aniones más habituales son (el númberu ente paréntesis indica la carga):

F^- fluoruro.
Cl^- cloruru.
Br^- bromuru.
I^- yoduro.

S ^2- sulfuru.
SO₄^2- sulfatu.
NON₃^- nitratu.
PO₄^3- fosfatu.

ClO^- hipoclorito.
ClO₂^- clorito.
ClO₃^- cloratu.
ClO₄^- perclorato.

CO₃^2- carbonatu.
BO₃ ^3- borato.
MnO₄^- permanganato.
CrO₄^2- cromato.
Cr₂O₇^2-dicromato

b) Catión: ye un ion con carga llétrica positiva. Los más comunes formar a partir de metales, pero hai ciertos cationes formaos con non metales.

Na⁺ sodiu.
K⁺ potasiu.
Ca²⁺ calciu.
Ba²⁺ bariu.
Mg²⁺ magnesiu.
Al³⁺ aluminiu.
Pb²⁺ plomu (II).
Zn²⁺ cinc (o cinc).

Fe²⁺ fierro (II) o ferroso.
Fe³⁺ fierro (III) o férrico.
Cu⁺ cobre (I) o cuproso (anque en realidá, esti ion ye Cu₂²⁺).
Cu²⁺ cobre (II) o cúpricu.
Hg⁺ mercuriu (I) o mercurioso (anque en verdá, esti ion ye Hg₂²⁺).
Hg²⁺ mercuriu (II) o mercúrico.
Ag⁺ plata (I).

Cr³⁺ cromu (III).
Mn²⁺ manganesu (II).
Co²⁺ cobaltu (II) o cobaltoso.
Co³⁺ cobaltu (III) o cobáltico.
Ni²⁺ níquel (II) o niqueloso.
Ni³⁺ níquel (III) o niquélico.
NH₄⁺ amoniu.

Ver tamién

Bibliografía

[1] Química aplicada a la inxeniería. Escritu por Caselles Pomares María José, Gómez Antón María Rosa, Molero Meneses Mariano, Sardá Hoyo Jesús, Google Books

Referencies

↑ (2005) enllaz+i%C3%B3nico++ye&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjvz7-o0ofZAhXNu1MKHS9IB0gQ6AEIRTAF#v=onepage&q=un%20enllaz%20i%C3%B3nico%20%20ye&f=false Quimica (en castellanu). Pearson Educación. ISBN 9789702606949. Consultáu'l 2018-02-02.
↑ Fisica Y Quimica. Vol. Iii: Quimica I. Profesores de Educacion Secundaria. Temariu Pa la Preparacion d'Oposiciones. Ebook (en castellanu). MAD-Eduforma. ISBN 9788466505536. Consultáu'l 2018-02-02.
↑ Quimica Orgánica, páx.34, en Google Books
↑ Electrotecnia, páx.503 en Google Books
↑ Química orgánica: conceutos y aplicaciones, páx.14 en Google Books
↑ MÓDULU 2 FÍSICA, páx.9, en Google Books
↑ Jimeno, et al. 1999. Bioloxía II. Santillana, Barcelona. ISBN 84-7911-813-X
↑ sigue+regla+del+octeto&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjA_Ivos_rKAhWEVhQKHfk3ADoQ6AEIJjAB#v=onepage&q=non%20sigue%20riegla%20d'el%20octeto&f=false Física y Química 1º Bachilleratu, páx. 111. En Google Books.

[1] (2005) enllaz+i%C3%B3nico++ye&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjvz7-o0ofZAhXNu1MKHS9IB0gQ6AEIRTAF#v=onepage&q=un%20enllaz%20i%C3%B3nico%20%20ye&f=false Quimica (en castellanu). Pearson Educación. ISBN 9789702606949. Consultáu'l 2018-02-02.

[2] Fisica Y Quimica. Vol. Iii: Quimica I. Profesores de Educacion Secundaria. Temariu Pa la Preparacion d'Oposiciones. Ebook (en castellanu). MAD-Eduforma. ISBN 9788466505536. Consultáu'l 2018-02-02.

[3] Quimica Orgánica, páx.34, en Google Books

[4] Electrotecnia, páx.503 en Google Books

[5] Química orgánica: conceutos y aplicaciones, páx.14 en Google Books

[6] MÓDULU 2 FÍSICA, páx.9, en Google Books

[7] Jimeno, et al. 1999. Bioloxía II. Santillana, Barcelona. ISBN 84-7911-813-X

[8] sigue+regla+del+octeto&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjA_Ivos_rKAhWEVhQKHfk3ADoQ6AEIJjAB#v=onepage&q=non%20sigue%20riegla%20d'el%20octeto&f=false Física y Química 1º Bachilleratu, páx. 111. En Google Books.

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