Ciencias de la Naturaleza 2º ESO

1. SESO DEL IES LAS CUMBRES. GRAZALEMA CIENCIAS DE LA NATURALEZA 2º ESO
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ENLACE IÓNICO. AMPLIACIÓN
· Tiene lugar entre átomos que ceden electrones (metales) y átomos que captan electrones (no
metales):
Metales No metales
Átomos con tendencia a ceder sus pocos Átomos con tendencia a captar los pocos
electrones de valencia para estabilizarse: electrones de valencia que le faltan para
estabilizarse:
· Alcalinos – Grupo 1 · Halógenos – Grupo 17
Un electrón de valencia. Siete electrones de valencia.
Li – Na – K – Rb – Cs F – Cl – Br – I
· Alcalinotérreos – Grupo 2 · Anfígenos – Grupo 16
Dos electrones de valencia. Seis electrones de valencia.
Be – Mg – Ca – Sr – Ba O – S – Se – Te
Al ceder electrones se transforman en ión Al captar electrones se transforman en ión
positivo. negativo.
· Los iones, con cargas eléctricas opuestas, se atraen y se forma el enlace iónico.
· Muchos iones se colocan ordenadamente formando una red cristalina iónica.
Los iones positivos y negativos que se forman se atraen hasta que la repulsión mutua entre los
propios núcleos (ambos con carga positiva) y entre las envolturas electrónicas (ambas con
carga negativa) compensa la fuerza atractiva entre ellos. Esta fuerza atractiva se extiende en
todas las direcciones del espacio, por lo que cada ión positivo se rodea de un cierto numero de
iones negativos y recíprocamente.
No se forman moléculas sino iones dispuestos en un enrejado cristalino; en realidad, cada
cristal aislado puede considerarse como una molécula gigante.
La distancia existente entre los iones se toma igual a la suma de sus radios.
Los iones no están fijos sino que oscilan o vibran alrededor de sus posiciones de equilibrio
(en el cero absoluto 0 K =−273 ºC de temperatura permanecen inmóviles). Al elevar la
temperatura se vencen las fuerzas intercristalinas al cambiar los iones su oscilación cerrada
por una oscilación abierta; el cristal se desmorona y funde. Como las fuerzas que mantienen
unido el cristal son electrostáticas, son por ello muy intensas y, en consecuencia, el punto de
fusión de estas sustancias es bastante elevado.
· El número de iones de signo opuesto que rodean a otro, en una red cristalina iónica, se
denomina número de coordinación o índice de coordinación. Ejemplos:
NaCl  Nº de coordinación=6
CsCl  Nº de coordinación=8
· Energía reticular o energía de red
Cantidad de energía desprendida al formarse un mol de cristal, por traslado de los iones
positivos y negativos necesarios, en estado gaseoso y sin interacciones entre ellos, hasta los
lugares que ocupan en la red.
1

2. Se puede calcular:
- Teóricamente, mediante la ecuación de Born-Landé:
U=
r0  
Z1 · Z 2 · e2 · N · A
· 1−
1
n
U =energía reticular
Z 1=número de cargas del anión
Z 2=número de cargas del catión
e=carga del electrón
N =número de Avogadro
A=constante de Madelung , distinta para cada una de las redes
r 0=distancia interiónica
n=exponente de Born
La energía reticular U es directamente proporcional a la carga de los iones Z 1 y Z 2 e
inversamente proporcional al tamaño de los iones r 0=r + r - .
- Mediante el ciclo de Born-Haber (ciclo térmico basado en la ley de Hess):
La variación de energía que tiene lugar en un sistema depende solamente del estado inicial y
final. Es independiente de los pasos intermedios.
Ejemplo: La energía emitida en la formación del NaCl es la misma si transcurre en una
sola etapa que si se realizan las cincos etapas indicadas en el ciclo.
1
 H f =S  DE AP 1U
2
 H f =calor de formación del cloruro de sodio
S=energía de sublimación del sodio
P 1= potencial de ionización del sodio
D =energía de disociación del cloro
E A=afinidad electrónica del cloro
U =energía de red
H f
1
Na  s  + Cl  g   NaCl  s 
2 2
U
S P1
Na  s   Na  g   Na +  g
1
D EA
2
1
Cl  g   Cl 2  g   Cl -  g 
2 2
2

3. · Redes iónicas
Dado el carácter no dirigido del enlace iónico, las redes iónicas vienen determinadas
únicamente por el radio de los iones y por su neutralidad.
Radios iónicos (Å)
Li + 0,60 Be 2+ 0,31 B 3+ 0,20 O 2– 1,40 F – 1,36
Na + 0,95 Mg 2+ 0,65 Al 3+ 0,50 S 2– 1,84 Cl – 1,81
+ 2+ 3+ 2– –
K 1,33 Ca 0,99 Ga 0,62 Se 1,98 Br 1,95
+ 2+ 3+ 2– –
Rb 1,48 Sr 1,13 In 0,81 Te 2,21 I 2,16
Cs + 1,69 Ba 2+ 1,35 Tl 3+ 0,95
Angström → Å = 10 – 10 m
Redes iónicas fundamentales
Índice de Constante de
Tipo Compuesto Estructura
coordinación Madelung
CsCl 8:8 cúbica centrada en el cuerpo 1,763
BA NaCl 6:6 cúbica centrada en las caras 1,748
ZnS 4:4 tetraédrica 1,641
TiO2 (rutilo) 3:6 tetragonal 25,031
BA2
CaF2 (fluorita) 4:8 cúbica 5,039
El sulfuro de cinc ZnS se puede presentar en dos estructuras distintas según la orientación
relativa de los tetraedros: red de la blenda y red de la wurzita. Un gran número de compuestos
del tipo BA2 cristalizan en redes denominadas red del antirrutilo y red de la antifluorita,
semejantes a las del rutilo y fluorita, pero con las posiciones de aniones y cationes
intercambiadas.
Representación gráfica de algunas redes cristalinas
3

4. · Propiedades generales de los compuestos iónicos
Están relacionadas con el valor de la energía reticular U .
> energía reticular ⇒ > estabilidad
- Son sólidos, a temperatura ambiente, y forman sales (redes cristalinas).
No confundir con el vidrio. Aunque le llamemos cristal, no está formado por redes cristalinas.
- Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.
La sal común NaCl , al estar los electrones fuertemente atraídos, funde a 803 ºC.
{ } {
> carga de los iones Z 1 y Z 2  ⇒ > energía reticular U ⇒ > punto de fusión
< distancia interiónicar 0=r + r -  > punto de ebullición }
Relación entre distancia interiónica y punto de fusión
Compuesto Distancia interiónica – r0 (Å) Punto de fusión – P. F. (º C)
NaF 2,31 988
NaCl 2,64 801
NaBr 2,90 740
NaI 3,11 660
+ ─
Relación entre carga de los iones y punto de fusión
Compuesto Distancia interiónica – r0 (Å) Cargas Punto de fusión – P. F. (º C)
NaF 2,31 Na + Cl – 988
CaO 2,39 Ca 2+ O 2– 2.570
≈ + +
- Son, en general, solubles en agua.
En general: solubles en disolventes polares H 2 O e insolubles en disolventes apolares
Cl 2 
{ }
> carga de los iones Z 1 y Z 2 ⇒ > energía reticular U ⇒ < solubilidad
< distancia interiónica r 0 =r + r - 
- Disueltos en agua, o fundidos, conducen bien la corriente eléctrica.
En estado fundido o en disolución → iones con movilidad → buenos conductores
En estado sólido → iones sin movilidad → malos conductores
- Son duros.
Dureza: Resistencia que ofrecen a ser rayados. Para rayar un cristal es necesario romper
enlaces.
{ }
> carga de los iones Z 1 y Z 2 ⇒ > energía reticular U ⇒ > dureza
< distancia interiónica r 0 =r + r - 
4

5. - Son frágiles.
Prácticamente incompresibles → Frágiles
Al comprimirlos se varían las distancias interiónicas en la red y se rompe el perfecto
equilibrio electrostático de la estructura cristalina.
Golpe sobre los iones Los iones se desplazan Los iones del mismo
tipo se repelen
- Muchos son transparentes o incoloros.
Ejemplo
Compuesto químico sal común → NaCl
Formado por una red cristalina de cloruro de sodio NaCl .
La red cristalina está formada por iones del átomo de sodio 23 Na e iones del átomo de
11
cloro 35Cl unidos por enlace iónico.
17
Modelo
1º
Na Cl
1e–
+
11 + 17
El átomo de sodio cede un electrón y se transforma en ión positivo Na +
El átomo de cloro capta el electrón y se transforma en ión negativo Cl -
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6. 2º
Cl –
Na +
Los iones
se atraen
Enlace iónico
Cloruro de sodio NaCl
3º
Muchos iones de sodio y de cloro se colocan ordenadamente formando una red cristalina iónica.
Otros modelos
Na +↔Cl –
Enlace iónico
Ecuación química
Na + Cl -  NaCl
El compuesto químico sal común está formado por una red cristalina de cloruro
de sodio NaCl
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