Enlace químico 1 (iónico)

Un enlace químico es la fuerza de naturaleza eléctrica que mantiene unidos a átomos o iones para formar estructuras más estables y de menor energía.

Cuando dos átomos libres se acercan y forman enlace, el sistema libera energía. Por ejemplo, al formarse un mol de moléculas de cloruro de hidrógeno a partir de átomos de hidrógeno y cloro:

$$\mathrm{H} + \mathrm{Cl} \rightarrow \mathrm{HCl} + 432\ \mathrm{kJ/mol}$$

Ese calor liberado indica que la molécula es más estable que los átomos separados.

La energía de enlace es la energía que se libera al formarse un enlace químico o, equivalentemente, la energía mínima que debe absorberse para romperlo. A mayor energía de enlace, mayor estabilidad y mayor dificultad para separar los átomos.

En este proceso participan esencialmente los electrones de valencia, no los electrones internos de la nube electrónica.

2.1 Electrones de valencia

Los electrones de valencia son los que ocupan el último nivel de energía de un átomo. Son los responsables de las combinaciones químicas.

Para los elementos representativos, el número de electrones de valencia coincide con el número de grupo:

Por ejemplo:

• Sodio, $_{11}\mathrm{Na}$, grupo IA: 1 electrón de valencia.
• Magnesio, $_{12}\mathrm{Mg}$, grupo IIA: 2 electrones de valencia.
• Nitrógeno, $_{7}\mathrm{N}$, grupo VA: 5 electrones de valencia.
• Cloro, $_{17}\mathrm{Cl}$, grupo VIIA: 7 electrones de valencia.

2.2 Notación de Lewis

La notación de Lewis representa los electrones de valencia de un átomo con puntos, aspas o pequeños círculos alrededor del símbolo del elemento.

Se distribuyen de manera que primero ocupen los cuatro lados del símbolo y luego se emparejen:

$$\mathrm{Li}\cdot,\quad \mathrm{Be}:,\quad \dot{\mathrm{B}}\:,\quad \cdot \mathrm{C}\cdot,\quad :\dot{\mathrm{N}}\:,\quad :\ddot{\mathrm{O}}:,\quad :\ddot{\mathrm{F}}:,\quad :\ddot{\mathrm{Ne}}:$$

Esta notación es especialmente útil para elementos de los bloques $s$ y $p$. Con ella visualizamos cuántos electrones puede transferir o compartir un átomo.

Los gases nobles son muy poco reactivos porque tienen su capa de valencia completa: ocho electrones en el caso de neón, argón, kriptón, xenón y radón, y dos en el caso del helio.

La regla del octeto establece que, al formarse enlaces químicos, los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta completar ocho electrones en su capa de valencia y alcanzar así una configuración electrónica estable semejante a la del gas noble más cercano.

Ejemplos:

• El sodio pierde 1 electrón y queda con configuración de neón: $1s^2 2s^2 2p^6$.
• El cloro gana 1 electrón y queda con configuración de argón: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$.
• El hidrógeno y el litio pueden completar un dueto, es decir, dos electrones como el helio.

La regla del octeto es una guía muy potente, aunque no es universal: hay compuestos que no la cumplen estrictamente, como algunos con boro o con más de ocho electrones en átomos del tercer período en adelante. Para el enlace iónico típico, sin embargo, funciona muy bien.

Antes de profundizar en el enlace iónico, conviene ubicar los tres tipos principales:

4.1 Criterio por diferencia de electronegatividad

Para compuestos binarios se usa la diferencia de electronegatividades:

$$\Delta EN = |EN_A - EN_B|$$

En esta preparación, el criterio práctico más frecuente es:

• Si $\Delta EN > 1.7$: enlace predominantemente iónico.
• Si $0 \le \Delta EN \le 1.7$: enlace covalente, que puede ser polar o apolar.
• En los metales, $\Delta EN = 0$ y el enlace es metálico.

Algunos textos usan $1.9$ como frontera, pero la idea central es la misma: cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad, mayor carácter iónico tiene el enlace.

Este criterio no es absoluto. Hay excepciones como $\mathrm{BeCl_2}$ y $\mathrm{AlCl_3}$, que a pesar de formarse entre metal y no metal presentan enlace covalente por las características especiales de sus cationes.

5.1 Definición

El enlace iónico o electrovalente es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a iones de carga opuesta: cationes positivos y aniones negativos.

Se forma principalmente entre un metal de baja energía de ionización y un no metal de alta afinidad electrónica.

5.2 Mecanismo de formación

La formación de un compuesto iónico se puede explicar en etapas:

1. El metal pierde electrones:
   $$\mathrm{M} \rightarrow \mathrm{M}^{n+} + n\mathrm{e}^-$$
   Se forma un catión.

2. El no metal gana electrones:
   $$\mathrm{X} + m\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{X}^{m-}$$
   Se forma un anión.

3. Los iones de carga opuesta se atraen:
   Se forma una red cristalina tridimensional estable por fuerzas electrostáticas.

5.3 Ejemplo: formación del cloruro de sodio

Para el caso del $\mathrm{NaCl}$:

• Sodio, $_{11}\mathrm{Na}$: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$. Pierde su único electrón de valencia: $$\mathrm{Na} \rightarrow \mathrm{Na}^+ + 1\mathrm{e}^-$$ El ion $\mathrm{Na}^+$ queda con configuración de neón.

• Cloro, $_{17}\mathrm{Cl}$: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$. Gana un electrón: $$\mathrm{Cl} + 1\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Cl}^-$$ El ion $\mathrm{Cl}^-$ queda con configuración de argón.

La atracción electrostática entre $\mathrm{Na}^+$ y $\mathrm{Cl}^-$ produce una red cristalina. La fórmula $\mathrm{NaCl}$ indica la proporción mínima de iones: un catión por cada anión.

5.4 El enlace iónico no forma moléculas

Un error frecuente es hablar de “molécula de $\mathrm{NaCl}$”. En condiciones normales, el compuesto iónico no forma unidades aisladas de un catión y un anión; forma un cristal iónico gigante donde cada ion se rodea de varios iones de carga opuesta.

Por eso se usa el término unidad fórmula: la proporción mínima de iones que mantiene la neutralidad eléctrica.

6.1 Cargas iónicas más frecuentes

Para los elementos representativos, la carga iónica se relaciona con el grupo:

Los metales de transición pueden presentar varios estados de oxidación. Un caso particular que conviene recordar es el grupo IB, con configuración $ns^1 (n-1)d^{10}$, que suele presentar estado de oxidación $+1$, como $\mathrm{Ag}^+$ y $\mathrm{Au}^+$.

6.2 Balance de cargas para escribir fórmulas

En un compuesto iónico, la carga total debe ser cero. Si un catión tiene carga $+m$ y un anión tiene carga $-n$, la fórmula general es:

$$\mathrm{R}_n \mathrm{T}_m$$

donde $n$ es la carga del anión y $m$ la del catión, colocados cruzados como subíndices.

Ejemplos:

• Sodio y cloro: $\mathrm{Na}^+$ y $\mathrm{Cl}^-$ → $\mathrm{NaCl}$.
• Calcio y cloro: $\mathrm{Ca}^{2+}$ y $\mathrm{Cl}^-$ → $\mathrm{CaCl_2}$.
• Sodio y oxígeno: $\mathrm{Na}^+$ y $\mathrm{O}^{2-}$ → $\mathrm{Na_2O}$.
• Aluminio y oxígeno: $\mathrm{Al}^{3+}$ y $\mathrm{O}^{2-}$ → $\mathrm{Al_2O_3}$.

6.3 Estructura de Lewis de un compuesto iónico

En la estructura de Lewis de un compuesto iónico se escriben los iones con sus cargas, y generalmente se colocan corchetes alrededor de los aniones.

Ejemplo: cloruro de sodio.

$$\mathrm{Na}^+ \; [\ddot{\mathrm{Cl}}:]^-$$

Ejemplo: cloruro de calcio.

$$\mathrm{Ca}^{2+} \; 2[\ddot{\mathrm{Cl}}:]^-$$

Ejemplo: óxido de sodio.

$$2\mathrm{Na}^+ \; [\ddot{\mathrm{O}}:]^{2-}$$

En el óxido de sodio, cada sodio transfiere un electrón, en total dos electrones transferidos, y el oxígeno los gana para completar su octeto.

Para compuestos con aniones poliatómicos, como el hidróxido de calcio:

$$\mathrm{Ca}^{2+} \; 2[\mathrm{O}-\mathrm{H}]^-$$

6.4 Número de electrones transferidos

Conviene contabilizar cuántos electrones se transfieren en total por unidad fórmula.

Ejemplo: en el nitruro de magnesio, $\mathrm{Mg_3N_2}$:

• Cada magnesio pierde 2 electrones: $3 \times 2 = 6$ electrones perdidos.
• Cada nitrógeno gana 3 electrones: $2 \times 3 = 6$ electrones ganados.

Por tanto, se transfieren 6 electrones en total por unidad fórmula. Ambos iones alcanzan el octeto.

Las propiedades de los compuestos iónicos se explican por la fuerte atracción entre cationes y aniones en una red cristalina.

7.1 Estado sólido cristalino

A temperatura ambiente, los compuestos iónicos típicos son sólidos cristalinos. Sus iones se ordenan en un arreglo geométrico regular llamado red cristalina.

En esta red no hay moléculas aisladas. Cada catión se rodea de varios aniones y cada anión de varios cationes.

7.2 Dureza y fragilidad

Los compuestos iónicos suelen ser duros, porque las fuerzas electrostáticas son intensas. Sin embargo, son frágiles: si se aplica un golpe o una deformación brusca, las capas de iones se desplazan y pueden quedar enfrentados iones de igual carga, que se repelen, provocando la fractura del cristal.

7.3 Puntos de fusión y ebullición elevados

Para fundir un compuesto iónico es necesario vencer muchas atracciones entre iones de carga opuesta. Por ello presentan altos puntos de fusión y ebullición.

Por ejemplo, el cloruro de sodio funde a $801 \,^\circ\mathrm{C}$. El óxido de magnesio, con iones $\mathrm{Mg}^{2+}$ y $\mathrm{O}^{2-}$, funde a una temperatura mucho mayor, alrededor de $2850 \,^\circ\mathrm{C}$.

7.4 Conductividad eléctrica

La corriente eléctrica es movimiento de carga. En un compuesto iónico:

• En estado sólido: los iones están fijos en la red y no pueden moverse. Por eso no conduce la electricidad.
• En estado fundido: los iones quedan libres para moverse. Entonces sí conduce.
• En disolución acuosa: los iones se separan y se mueven con libertad. También conduce.

Por esta razón, las sustancias iónicas en disolución o fundidas se comportan como electrolitos.

7.5 Solubilidad

Muchos compuestos iónicos se disuelven en disolventes polares, especialmente en agua, porque las moléculas de agua interactúan con los cationes y aniones, separándolos de la red. En disolventes no polares, como el benceno o la gasolina, suelen ser poco solubles.

Hay excepciones: algunos compuestos iónicos como el $\mathrm{AgCl}$ o el $\mathrm{BaSO_4}$ son muy poco solubles en agua.

7.6 Tabla comparativa

La intensidad del enlace iónico depende de la fuerza de atracción entre los iones. Según la ley de Coulomb:

$$F \propto \frac{|q_1 \cdot q_2|}{r^2}$$

Donde:

• $q_1$ y $q_2$ son las cargas de los iones.
• $r$ es la distancia entre sus centros, que depende de los radios iónicos.

Por lo tanto:

• A mayor carga iónica, mayor atracción y mayor temperatura de fusión.
• A menor radio iónico, mayor atracción.

Ejemplo comparativo:

• $\mathrm{MgO}$: iones $\mathrm{Mg}^{2+}$ y $\mathrm{O}^{2-}$, cargas altas y radios pequeños → enlace muy fuerte.
• $\mathrm{NaCl}$: iones $\mathrm{Na}^+$ y $\mathrm{Cl}^-$, cargas $+1$ y $-1$ → enlace menos fuerte que $\mathrm{MgO}$.
• $\mathrm{KCl}$: iones $\mathrm{K}^+$ y $\mathrm{Cl}^-$; mismas cargas que $\mathrm{NaCl}$, pero el ion $\mathrm{K}^+$ es más grande que $\mathrm{Na}^+$ porque el potasio está un período más abajo → enlace algo más débil que en $\mathrm{NaCl}$.

Orden de temperatura de fusión:

$$\mathrm{MgO} > \mathrm{NaCl} > \mathrm{KCl}$$

Este razonamiento permite comparar compuestos iónicos sin memorizar todos los valores numéricos.

Aunque el tema central es el enlace iónico, en los exámenes de clasificación también aparecen metales. Conviene manejar el modelo básico.

El enlace metálico se explica mediante el modelo del mar de electrones:

• Los átomos metálicos pierden sus electrones de valencia y se convierten en cationes metálicos.
• Esos electrones de valencia no pertenecen a un solo átomo: se mueven libremente entre todos los cationes formando un “mar” de electrones deslocalizados.
• La atracción entre los cationes positivos y el mar de electrones negativos mantiene unido al metal.

Este modelo explica por qué los metales conducen la electricidad y el calor, son maleables, dúctiles y presentan brillo metálico.

Ejemplos: $\mathrm{Fe}$, $\mathrm{Cu}$, $\mathrm{Ag}$, $\mathrm{Au}$, $\mathrm{Al}$. El mercurio es una excepción en cuanto a estado físico: es líquido a temperatura ambiente, pero también presenta enlace metálico.