4.1.1. Enlace iónico
El enlace iónico se origina en las fuertes atracciones coulómbicas que existen entre dos cargas esféricas de signo opuesto y es el mecanismo de enlace predominante en los compuestos sólidos que se forman entre elementos electropositivos. No se debe suponer que una estructura es necesariamente iónica solo porque esté constituida por partículas que sean aniones o cationes, pues en muchos de tales casos el enlace es diferente.
En contraste con el enlace homopolar, el enlace iónico es heteropolar y los iones de diferente signo son los responsables de la fuerza atractiva. Cuando se ponen juntos los iones de carga opuesta, cada uno tiende a neutralizar su carga, rodeándose con iones que tengan carga opuesta. Como los iones con la misma carga se repelen, el empaquetamiento estable que se obtiene está determinado por los tamaños relativos de los iones y sus cargas respectivas. Resulta así un ordenamiento periódico, en el cual el entorno de todos los átomos similares es el mismo y la suma de todas las cargas positivas y negativas es igual a cero, de modo que el sólido iónico es eléctricamente neutro (véase figura 4.2).
Figura 4.2 Enlace iónico en el cloruro de sodio. a. Transferencia de electrones; b. ordenamiento de los iones, y c. cristal de NaCl.
Los compuestos formados por los elementos de la primera columna de la tabla periódica (metales alcalinos) y los de la séptima columna (halógenos) son probablemente los mejores ejemplos de enlace iónico verdadero. Estos haluros alcalinos cristalizan en la estructura del NaCl o el CsCl.
Consecuencia de la distribución esférica de la cara es que el enlace no es direccional. Así, por ejemplo, un ión sodio puede formar enlaces iónicos con 6 iones cloruro, o hasta con 12 aniones en estructuras más complicadas.
Los elementos se pueden ordenar en forma creciente de electronegatividad y el grado de transferencia de carga entre iones del sólido está gobernado por la diferencia de electronegatividad entre los elementos constitutivos. En la tabla 4.1 se ilustra esto para algunos elementos.
Tabla 4.1 Electronegatividades de algunos elementos y el carácter iónico de los sólidos formados
| Grupo | IA | IB | IIA | IIB | IIIB | IVB | VB | VIB | VIIB | |||
| Elemento | Li | Cu | Mg | Zn | Ge | C | P | O | F | |||
| Electronegatividad | 1,0 | 1,9 | 1,2 | 1,6 | 1,6 | 2,5 | 2,1 | 3,5 | 4,0 | |||
| Elemento | Na | Ag | Ca | Cd | In | Si | As | S | Cl | |||
| Electronegatividad | 0,9 | 1,9 | 1,0 | 1,7 | 1,7 | 1,8 | 2,0 | 2,5 | 3,0 | |||
| Grupo | Cristal | Diferencia de electronegatividad | Porcentaje de carácter iónico (%) | |||||||||
| IA-VIIB | LiF | 3,0 | 92 | |||||||||
| IIA-VIB | Mgo | 2,3 | 84 | |||||||||
| IB-VIIB | CuCl | 1,1 | 75 | |||||||||
| IIB-VIB | ZnS | 0,9 | 62 | |||||||||
| IIB-VB | GaAs | 0,4 | 32 | |||||||||
| IVB-IVB | SiC | 0,7 | 18 | |||||||||
Si los iones se suponen esferas no deformes, la atracción está definida por la ecuación:
Fat. = Z1Z2e2/r2. (4.3)
Las cargas de los iones son Z1e y Z2e. La energía del enlace interiónico que se libera cuando los iones de carga contraria se aproximan desde el infinito hasta la distancia r es igual a
Como se indicó en la ecuación 4.1, Born y Landé demostraron, en 1918, que la energía repulsiva es:
Erep = B/rm. (4.5)
La cantidad m se denomina el factor de repulsión de Born. Es considerablemente mayor que la unidad, pues la fuerza repulsiva disminuye con rapidez al aumentar la distancia. El factor m depende de la naturaleza del ión: para iones con la configuración de He, Ne, A, Kr y Xe es igual a 5, 7, 9, 10 y 12 respectivamente. Se puede determinar con la compresibilidad de los cristales y con las propiedades ópticas. Puesto que la fuerza es la primera derivada de la energía con respecto a la distancia:
Frep. = dFrep/dr = –mB/r m + 1. (4.6)
A medida que r cambia, hay cambios en Fat y Erep. En la distancia de equilibrio ro se igualan; así, haciendo equivalentes (4.3) y (4.6), se tiene que:
Z1Z2e2/ro2 = mB/rom + 1,
o sea,
B = Z1Z2e2 rom–1/m. (4.7)
Reemplazando (4.7) en (4.5) cuando r = ro, se obtiene:
Erep. = ZlZ2e2 /rom. (4.8)
Si la energía de interacción es:
E = Eat + Erep.,
es evidente que para r = ro, usando (4.4) y (4.8),
Eo = (–Z1Z2e2/r0) (1 – 1/m),
que da la energía de interacción entre dos iones a la distancia ro. Esta ecuación se conoce como ecuación de Born.
Esta ecuación también se puede escribir en forma general:
E = αZ1Z2e2/r,
donde α es la llamada constante de Madelung, que indica la interacción del ión con todos los iones circundantes y no solo con los primeros vecinos. Por ejemplo para el NaCl: α = 1.748; para el CsCl, α = 1.763 y para ZnS, α = 1.638.
El enlace iónico típico entre los metales alcalinos y los haluros va perdiendo su carácter iónico hasta llegar al diamante, que es covalente puro. Los compuestos iónicos tienen poca conductividad eléctrica y son aisladores a temperaturas ordinarias, con las propiedades asociadas de dureza y transparencia. Cuando se disuelven o se funden, se vuelven conductores.
4.1.2. Enlace covalente
La transferencia de electrones de un elemento electropositivo a otro electronegativo, como ocurre en los compuestos iónicos, es solo una forma de completar sus respectivas configuraciones electrónicas. Hay otra manera de hacerlo: los átomos de la derecha de la tabla periódica carecen de uno o más electrones para completar su capa electrónica externa. Según la ley de Hund, tales electrones no apareados ocupan orbitales separados y tienen espines paralelos. Supóngase que dos átomos de estos se aproximan hasta que los orbitales con electrones no apareados de cada átomo se empiecen a traslapar. Si los dos electrones tienen espines antiparalelos, se atraen unos a otros y forman un enlace de par electrónico. Como la valencia de ambos átomos es la misma, se le denomina enlace covalente. Esto se ilustra con los dos átomos de flúor (F):
:F: + :F: = :F: :F: .
Los dos electrones que están entre los átomos de F están compartidos por ambos y a los dos sirven para completar su capa externa. Tal mecanismo para formar enlace homopolar fue propuesto en 1916 por Gilbert N. Lewis (véase figura 4.3).
Figura 4.3 Enlace covalente en el metano (CH4)
La concepción de un enlace covalente debido al compartimiento de electrones entre átomos origina una importante distinción entre el enlace iónico y el covalente. En un cristal iónico, el número de vecinos a los cuales se puede enlazar un ión está determinado principalmente por consideraciones geométricas, y puede variar para un ión dado de una estructura a otra. Sin embargo, en