ENLACE IÓNICO

ENLACE IÓNICO
Tú sabes que existen sustancias que forman sólidos cristalinos con
altos puntos de fusión, que no conducen la corriente en estado
sóliso pero se vuelven buenos conductores al fundirlos o disolverlos
en agua. Se considera razonable suponer que están compuestos
por partículas con carga positiva y negativa, acomodadas en el
espacio de manera que se puedan maximizar las atracciones entre
cargas opuestas, y las repulsiones entre cargas iguales se
minimicen. Esto sucede cuando en el arreglo de esas partículas
cargadas o iones, los positivos se encuentran rodeados de
negativos como primeros vecinos y viceversa, como en el caso del
cloruro de sodio.
En el cloruro de sodio (NaCl), cada ion Na+ tiene a su alrededor seis
iones Cl-, colocados en los vértices de un octaedro, mientras que a
su vez, cada ion Cl- está dentro de un octaedro formado por seis
iones Na+. Por esta razón se dice que el número de coordinación
del Na+ en el NaCl es de 6:6. Esto se puede ver en las Ilustración
15.1 y 15.2.
Ilustración 15.1. El número de coordinación en el NaCl es 6:6. Cada ion esta rodeado por seis
iones que tienen carga opuesta a él.
El número de coordinación de un ion dentro de una
estructura cristalina, es el número de iones con carga
opuesta que tiene como primeros vecinos.
Ilustración 15.2. Cloruro de sodio en forma de un gran cubo de la sal.
Sin embargo, no todos los sólidos cristalinos se arreglan igual.
Dependiendo de la estequiometría de la sal (AB, AB2, A2B3,
etcétera) y del tamaño de los cationes y los aniones, existen otros
arreglos cristalinos. En las estructuras siempre se busca que el
acomodo en el espacio presente máximas atracciones entre cargas
opuestas y mínimas repulsiones entre cargas iguales (ver en las
ilustraciones 15.2 a, b y c algunos ejemplos).
Ilustración 15.2 a. Estructura del sulfuro de zinc a) Blenda de zinc b) Wurtzita
Ilustración 15.2 b. Estructura del óxido de titanio, TiO2.
Ilustración 15.2 c. Estructura del fluoruro de calcio, CaF2, y muestra de un cristal de fluorita
Razón de radios y empaquetamiento
En los sólidos existentes en la naturaleza, los átomos o iones que
los conforman se encuentran ordenados en lo que se conoce como
un empaquetamiento compacto, en el que se acomodan la mayor
cantidad posible de átomos o iones por unidad de volumen. Un
empaquetamiento compacto de esferas en un plano se muestra en
la Ilustración 15.1a. La manera de colocar una segunda capa de
esferas sobre ésta, de modo que el empaquetamiento sea lo más
compacto posible, es colocándolas sobre los huecos de la primera
capa, como se ve en la ilustración.
Para colocar la tercera capa de esferas, surgen dos posibilidades.
La primera es ponerlas de modo que queden alineadas con las de
la primera capa, en lo que se conoce como un empaquetamiento
hexagonal compacto, o bien se puede colocar la tercera capa de
esferas desplazadas con respecto a la primera, en lo que se conoce
como un empaquetamiento cúbico compacto. En la Ilustración
15.1b queda claro por qué estos empaquetamientos reciben los
nombres de hexagonal y cúbico.
Ilustración 15.1 Ejemplos de empaquetamiento. a) Empaquetamiento compacto de esferas en
un plano. b) En esta figura se puede observar el empaquetamiento hexagonal y cúbico.
Como generalmente los aniones son más grandes que los cationes,
imaginemos que estos empaquetamientos de esferas están
constituidos únicamente por aniones, y que los cationes se
acomodan en los huecos que quedan entre las capas sucesivas de
aniones. En la Ilustración 15. 2 se muestran los dos tipos de huecos
que existen entre dos capas adyacentes de aniones en un
empaquetamiento compacto: huecos tetraédricos, rodeados de 4
aniones, y huecos octaédricos, rodeados de seis aniones. Como los
huecos tetraédricos son más pequeños que los huecos octaédricos,
la ocupación de unos u otros por los cationes dependerá de la
relación entre el tamaño de los cationes y el tamaño de los aniones,
para lo cual se utiliza la relación de los radios iónicos, r+/r-.
Ilustración 15. 2 Tipos de huecos presentes en dos capas adyacentes de aniones en un
empaquetamiento compacto. A) Los huecos se encuentran por debajo de las esferas marcadas
con una cruz. B) Los huecos octaédricos se observan como puntos blancos entre las esferas
(señalado a la derecha con un tríangulo abajo de cuyo centro está el hueco.
En la Tabla15. 1 se muestran algunos ejemplos de geometría para
sustancias iónicas con diversas razones de radios. En la Ilustración
15. 3 se observan las estructuras cristalinas correspondientes.
Tabla15. 1 Relación de radios, número de coordinación del catión y geometría para algunos
ejemplos de sólidos cristalinos.
Razón de radios
No. de
coordinación
del catión
Geometría
Ejemplo
r+/r - < 0.414
4
Tetraédrica
ZnS
0.414 < r+/r- < 0.732
6
Octaédrica
NaCl, TiO2
0.732 < r+/r- < 1.00
8
Cúbica
CsCl, CaF2
+
r /r
-
Ilustración 15. 3 Ejemplos de estructuras cristalinas. A) sulfuro de zinc (ZnS) en sus dos formas
cristalinas. B) Fluorita, CaF2. C) Óxido de titanio (TiO2) en su forma cristalina llamada rutilo. D)
Estructura cúbica centrada en el cuerpo CsCl
d)
Energía de red cristalina
Los iones en un cristal se acomodan de manera que las repulsiones
sean mínimas y las atracciones máximas. La energía que mantiene
unidos a los iones en un cristal se puede evaluar cuantitativamente.
Supongamos que tenemos solamente un catión M+ y un anión X- ,
inicialmente separados a una distancia infinita y que los acercamos
hasta llegar a su distancia de enlace, r.
M+(g) + X- (g) MX(g)
La energía potencial de este sistema, en el que la interacción es
sólo electrostática, se deriva de la ley de Coulomb, y es igual a
Z + Z −e2
E=
4πε 0 r
donde Z+ y Z- son respectivamente la carga del catión y del anión, e
es la unidad de carga o carga del electrón, 1.60210 x 10-19 C, r es la
distancia que separa al catión del anión, 4πε0 = 1/κ es el término
correspondiente a la permisividad del vacío de la ley de Coulomb y
vale 1.11265 x 10-10 C2J-1m-1.
Esta energía se conoce como la energía potencial electrostática y
es la energía existente entre un par de iones. Cuando las partículas
tienen cargas opuestas sabemos que se atraen, al igual que
reconocemos que las partículas con cargas iguales se repelen. Si
las cargas son opuestas, la energía potencial electrostática tiene
forzosamente signo negativo, con lo cual concluimos que la energía
potencial electrostática será negativa cuando en el sistema haya
interacciones atractivas.
La energía potencial electrostática es la energía
existente entre un par de iones, y tiene signo negativo
por tratarse de una interacción entre partículas de signos
opuestos. Como las partículas tienen signos opuestos, la
interacción es atractiva y la energía potencial
electrostática es negativa.
Esta expresión sólo nos sirve para describir la energía potencial de
un par de iones de cargas opuestas y separados por una distancia
r, pero si queremos describir la energía potencial en un cristal
compuesto por una gran cantidad de aniones y cationes, será
necesario tomar en cuenta todas las atracciones y repulsiones que
se dan en ese cristal, que serán distintas según sea el tipo de
arreglo geométrico en el que se encuentren acomodados los iones.
Es decir, la expresión completa deberá incluir términos negativos,
que representan las atracciones entre iones de carga opuesta, y
términos positivos, que representan las repulsiones entre iones de
la misma carga.
Ilustración 15. 4. Max Born (1882-1970). Físico alemán que adoptó después la nacionalidad
británica. Obtuvo el premio Nobel de Física en 1954 por su interpretación estadística del
cuadrado de la función de onda. Fue maestro de cuatro premios Nobel: Fermi, Heisenberg,
Stern y Pauli.
Para resolver este problema, Max Born y Alfred Landé desarrollaron
una ecuación que permite calcular el cambio de energía asociado a
la formación de un mol de MX cristalino a partir de un mol de iones
M+ y un mol de iones X-, en estado gaseoso,
M+(g) + X-(g) MX(s)
A esta cantidad se le llamó energía de red cristalina, Uo, y la
fórmula que dieron para calcularla es la siguiente:
ANZ + Z − e 2  1 
Uo =
1 − 
4πε o r0  n 
(15.1)
En esta ecuación, N es el número de Avogadro, 6.022 x1023 mol-1,
necesario porque se considera la formación de un mol de MX; A es
la constante de Madelung (consiste de la enorme suma de términos
atractivos entre cargas de diferente signo y de los términos
repulsivos, entre cargas con el mismo signo). La constante de
Madelung es distinta para los diferentes arreglos cristalinos porque
toma en cuenta las atracciones y las repulsiones entre los iones de
distinta carga que componen el cristal, según su disposición
geométrica.
En la Tabla15. 2 se presentan valores de la constante de Madelung
para algunos cristales iónicos.
Tabla15. 2 Constantes de Madelung para algunos cristales iónicos.
Estructura
Número de
coordinación
A (constante de
Madelung)
Cloruro de cesio
(CsCl)
8:8
1.76267
Cloruro de sodio
(NaCl)
6:6
1.74756
Blenda de zinc (ZnS)
4:4
1.63805
Wurtzita (ZnS)
4:4
1.64132
Fluorita (CaF2)
8:4
2.51939
Rutilo (TiO2)
6:3
2.3850
El valor de n en la ecuación (15.1) corresponde al llamado
exponente de Born. Algunos ejemplos de estos valores se
presentan en la Tabla15. 3. En la misma tabla se observa la
configuración electrónica del ion abreviada utilizando el símbolo del
gas inerte correspondiente.
Tabla15. 3 Valores del exponente de Born para distintos iones.
Configuración electrónica
del ion
Ejemplo
[He]
Li+, Be2+
+
2+
n
5
-
2-
[Ne]
Na , Mg , F , O
[Ar]
K+, Ca2+, Cl-, S2-
9
[Kr]
Rb+, Sr2+, Br -
10
[Xe]
+
2+
-
Cs ,Ba , I
7
12
La energía de red cristalina es el cambio de energía
asociado a la formación de un mol de MX cristalino a
partir de un mol de iones M+ y un mol de iones X-, en
estado gaseoso.
PROBLEMA : Energía de red cristalina
Utiliza los siguientes datos para calcular la energía de red cristalina
del cloruro de sodio mediante la ecuación de Born-Landé.
Datos:
A = 1.74756 (constante de Madelung para un arreglo tipo NaCl)
N = 6.022 x 1023 mol-1 (Número de Avogadro)
Z+ = 1 (la carga del ion Na+)
Z- = -1 (la carga del ion Cl-)
e = 1.6021 x 10-19 C (la carga de un electrón)
4πε0 = 1.11265 x 10-10 C2J-1m-1.
r0 = 2.81 x 10-10 m (la suma de los radios iónicos de Na+ y Cl-)
n = 8 (promedio de los valores para el Na y el Cl, se obtiene de la
Tabla15. 3)
Uo =
ANZ + Z − e 2 
1  (1.74756 )(6.022 x10 23 mol −1 )(+1)(−1)(1.6021x10 −19 C)2 
1
1 −  =
1 − 
−10
2 −1 −1
−10
4πε or0  n 
(1.11265 x10 C J m )(2.83 x10 m)
 8
Uo = - 750,619.36 J mol-1 = - 750.619 kJ mol-1
Esto quiere decir que al reaccionar un mol de iones Na+ con un mol
de iones Cl-, ambos en estado gaseoso, para dar un mol de NaCl
cristalino, se desprenden 750.619 kilojoules de energía, o bien que
un mol de NaCl es 750.619 kilojoules más estable que un mol de
iones gaseosos de Na+ y un mol de iones gaseosos de Cl- por
separado.
Pero, ¿estará bien?
Al desarrollar estas ecuaciones para cuantificar la interacción entre
las partículas que forman un sólido cristalino, se supuso que
algunas de ellas tenían carga eléctrica positiva y otras negativa y
que ésta era la única causa de que estuvieran unidas. Es decir, se
propuso un modelo 100% electrostático para describirlas. Los
valores de Uo que se obtienen utilizando la ecuación de BornLandé, son meramente teóricos, basados en un modelo. Para poder
evaluar la calidad de este modelo, debemos comparar el valor
teórico para la energía desprendida en el proceso
M+(g) + X-(g) MX (s)
contra un valor medido experimentalmente.
Esta reacción, así como está planteada en la ecuación anterior, es
imposible de llevar a cabo en el laboratorio. No es viable tener por
un lado un mol de iones Na+ en estado gaseoso, entre los que no
exista ningún tipo de interacción, y por otro un mol de iones Cl- en
las mismas condiciones, para luego ponerlos en contacto y obtener
un cristal de cloruro de sodio.
Sin embargo, gracias a la primera ley de la termodinámica,
podemos plantear un ciclo termoquímico como el que se presenta
en la Ilustración 15. 5, que se conoce como el ciclo de Born-Haber.
Ilustración 15. 5 Ciclo de Born-Haber para el cloruro de sodio.
En este ciclo podemos expresar al cambio de entalpía estándar de
formación como:
∆Hf = Eat (Na) + Edis (Cl) + I1 (Na) – A.E (Cl) + Uo
Eat (Na) es la energía de atomización del Na y corresponde a la
energía necesaria para llevar a la fase gaseosa (atómica) a un mol
de Na, es decir, la suma de la entalpía de fusión más la entalpía de
vaporización;
Edis (Cl) es la energía de disociación del Cl2, es decir, es la energía
necesaria generar un mol de átomos de Cl a partir de media mol de
moléculas de Cl2;
I1 (Na) es la primera energía de ionización del sodio, es decir, es la
energía necesaria para generar un mol de iones Na+ gaseosos a
partir de un mol de átomos de Na0 en estado gaseoso;
A.E. (Cl) es la afinidad electrónica del cloro. Recuerda que la
afinidad electrónica la definimos como la energía necesaria para
quitarle un mol de electrones a un mol de aniones, y con eso
producir un mol de átomos neutros. Si observas en el ciclo de la
Ilustración 15. 5, en este caso la flecha indica que necesitamos
producir Cl- a partir de Cl. Este es el proceso inverso al indicado por
la afinidad electrónica. Por lo mismo, en lugar de sumar la afinidad
electrónica la restamos, o lo que equivale a decir que le cambiamos
el signo a la afinidad electrónica (observa la Ilustración 15. 6 para
que te quede más claro). La energía involucrada en el proceso
descrito tiene un valor negativo, pues se desprende energía, no se
necesita energía para llevarlo a cabo;
Ilustración 15. 6 Afinidad electrónica del cloro y de su proceso inverso. (Se anexa original en
disco y copia en papel)
Uo es el valor de la energía de red cristalina, calculada mediante la
ecuación de Born-Landé;
∆Hf es el cambio de la entalpía estándar de formación del NaCl,
determinado experimentalmente y cuyo valor se encuentra en
tablas.
Es muy importante que notes que Uo es el único valor calculado
mediante un modelo teórico, y que todos los demás valores han
sido determinados experimentalmente.
De acuerdo con esta ecuación, podemos despejar el valor de U0 y
obtener una expresión para la energía de red cristalina que
depende solamente de valores experimentales,
U o = ∆Hf - Eat (Na) - Edis (Cl) – I1 (Na) + A.E. (Cl)
Así se obtiene un valor que podemos considerar experimental para
la energía asociada al proceso
Na+(g) + Cl- (g) NaCl (s)
aún cuando no se realizó el experimento específico. La energía de
red cristalina se considera experimental, porque su cálculo se basa
en la suma algebraica de valores experimentales.
PROBLEMA : Ciclo de Born-Haber
Utiliza los datos siguientes para obtener un valor experimental de Uo
para el NaCl mediante un ciclo de Born-Haber y compáralo con los
valores teóricos obtenidos con la ecuación de Born-Landé.
Datos:
∆Hf (NaCl) = -410.9 kJ mol-1
Eat (Na)= + 108
Edis (Cl) = +120.9 kJ mol-1
I1(Na) = +495.4 kJ mol-1
A.E (Cl) = 348.5 kJ mol-1
Uo = ∆H f - Eat (Na) - Edis (Cl) - E.I (Na) + A.E (Cl) = -786.7 kJ mol-1
Con la ecuación de Born-Landé, el valor es Uo = - 750.619 kJ mol-1
El valor que obtuvimos con la ecuación de Born-Landé presenta una
diferencia de solamente el 4.6% con respecto al valor experimental.
Con el resultado del ejemplo anterior se puede ver que el modelo
teórico describe con acierto el problema. La suposición de que las
interacciones entre las partículas que forman esta sustancia son
solamente electrostáticas es correcta.
Criterio de ionicidad. Un compuesto se considera
iónico si al utilizar la expresión de la energía de red
cristalina podemos, mediante un ciclo de Born-Haber,
obtener un valor de ∆Hf cercano al experimental.
En la frontera de los modelos de enlace. Las reglas de fajans
Ya estudiamos que el radio de los aniones es mayor que el de las
especies neutras, y que el radio de los cationes es más pequeño
todavía. Por eso podemos decir que los aniones son más
voluminosos que los cationes. Además, los electrones en los
aniones están menos atraídos por el núcleo, debido a que hay más
electrones alrededor del núcleo que protones en ese núcleo.
Para comprender esta sección es muy importante el concepto de
polarización. Si consideramos que los electrones forman como una
nube de electrones alrededor del núcleo, podremos decir que la
nube electrónica de un anión es más susceptible de ser deformada
–polarizada– ante la presencia de una carga, que la de un átomo
neutro, porque la nube en el anión está menos atraída por el núcleo.
En los cationes hay menos electrones en la nube que protones en el
núcleo. Por esta razón, los electrones están más atraídos hacia el
núcleo y la nube es más difícil de deformar. Un catión es más difícil
de polarizar que un átomo neutro.
Cualquier especie cargada —catión o anión— puede, en principio,
provocar polarización en una especie vecina. Como los cationes
son más pequeños, su densidad de carga es mayor, con lo cual su
poder polarizante también es mayor. Así, un catión puede polarizar
a otra especie más fácilmente que un anión, pero un anión se
puede polarizar más fácilmente que un catión. Por eso se clasifican
como especies polarizantes a los cationes, y especies polarizables
a los aniones.
Consideraremos que el catión es la especie polarizante
y el anión es la especie polarizable.
En la Ilustración 15.7 se esquematiza la polarización de un anión
por un catión y los diferentes grados de covalencia.
Ilustración 15.7 Diferentes grados de polarización del anión por la presencia del catión. A)
Enlace iónico sin polarización. B) Enlace iónico parcial (con polarización) C) Enlace covalente
polar.
Kasimir Fajans publicó en 1923 un análisis sobre el carácter
parcialmente covalente de los enlaces predominantemente iónicos,
que se conoce generalmente como “las reglas de Fajans”. Estas
reglas están basadas en la posibilidad que tiene un anión de
polarizarse, y en el poder polarizante que tiene un catión. Cuando
un catión polariza considerablemente la nube electrónica de un
anión, el carácter electrostático del enlace disminuye, aumentando
el grado de covalencia. Este efecto es más pronunciado si,
el catión tiene mayor carga y/o menor tamaño,
el anión tiene mayor carga y/o mayor tamaño, o
el catión no tiene una configuración de gas noble, es decir,
proviene de un átomo neutro del bloque “d” o “p”.
Efectos observables de la polarización
Una propiedad física de las sustancias, con la que se puede
observar un cambio al aumentar la posibilidad de polarización en los
enlaces, es la temperatura de fusión, ya que una disminución en el
punto de fusión puede asociarse con un mayor carácter covalente.
En la Ilustración 15. 8 se muestra esquemáticamente qué sucede
con un conjunto de cationes y aniones cuando entra en juego la
polarización. Hay que considerar que no sólo tiene lugar la
deformación del anión, sino que parte de su carga en exceso “se
derrama” sobre el catión, provocando la covalencia parcial en un
enlace iónico. Decimos que ese derrame de carga significa
covalencia porque ahora la carga originalmente asignada al anión
está rodeando también al catión, como si estuvieran compartiendo
carga las dos especies, como en un enlace covalente. Este efecto
de aparición de covalencia en el enlace iónico hace que disminuya
la temperatura de fusión.
Ilustración 15. 8 Polarización de un enlace en una red cristalina y sus efectos sobre los otros
iones.
En la Tabla15. 4 se muestran valores de la temperatura de fusión
de algunos compuestos. Puedes comparar las temperaturas de
fusión de compuestos análogos y ver cómo la temperatura de fusión
disminuye al aumentar el poder polarizante del catión o la
polarizabilidad del anión.
Tabla15. 4 Temperatura de fusión de algunos compuestos.
Compuesto
Explicación
BeCl 2
CaCl 2
BaCl 2
NaBr
MgBr2
AlBr3
LiF
LiCl
LiBr
LiI
BaCl 2
CaCl 2
HgCl 2
Temperatura de fusión (°C)
405
Los cationes tienen la misma carga
(+2). El berilio es el más pequeño,
tiene mayor poder polarizante,
menor temperatura de fusión.
La carga del catión es distinta.
Na(+1), Mg(+2), Al(+3). El catión
con mayor carga es más
polarizante, y su bromuro tiene
menor temperatura de fusión.
Mismo catión, distinto anión. El
anión tiene la misma carga (-1). El
yoduro es el más grande, y por lo
mismo, el más polarizable, lo que
explica que tenga la temperatura
de fusión menor.
Todos los cationes tienen la misma
carga. El Hg(+2) no tiene configuración de gas noble, ya que mercurio es del bloque “d”, por tanto, es
más polarizante, su temperatura de
fusión es la más baja.
772
963
755
700
97.5
870
613
547
446
963
772
276
PROBLEMA RESUELTO: Polarización y covalencia
1. Los cationes son las especies que polarizan, y su poder
polarizante es mayor si se trata de un catión de elevada carga
y/o pequeño radio. Los cationes de elementos del bloque “d” ó
“p” son más polarizantes que los del bloque “s”, que tienen
configuración de gas noble. Con este criterio podemos señalar al
catión más polarizante en cada una de las siguientes parejas:
Be2+, Li+
el Be2+ es más polarizante pues tiene mayor carga y
menor radio
Na+, Cs+
El Na+ es más polarizante porque su radio iónico es
menor
Ca2+, Hg2+ Estos dos cationes tienen la misma carga y radio
iónicos muy similares, pero el Hg2+ es más polarizante por ser un
ion del bloque “d”
Rb+, Al3+
El Al3+ tiene mayor carga y menor radio iónico que el
Rb+, por eso es más polarizante.
Ba2+, Pb2+ Aunque tienen la misma carga, el poder polarizante
del Pb2+ es mayor por tener un radio iónico menor y
principalmente ser un ion del bloque “p”.
2.- Los aniones son las especies que se polarizan. Los aniones
más polarizables son lo que tienen mayor carga y mayor tamaño.
Con este criterio podemos señalar al anión más polarizante en
cada una de las siguientes parejas:
Cl –, I – el yoduro es más polarizable por ser más grande.
Cl-, S2- el sulfuro es más polarizable por tener mayor carga.
O2-, N3- el nitruro es más polarizable por tener mayor carga.
O2– , F– el óxido es más polarizable por tener mayor carga
3.- El grado de covalencia de un compuesto binario aumenta
cuando el catión tiene un mayor poder polarizante y/o cuando el
anión es más polarizable. Con este criterio señalamos al compuesto
con mayor carácter covalente en cada pareja
NiS, MgO
El NiS tiene mayor carácter covalente porque el Ni2+
es más polarizante que el Mg2+ y el S2- es más polarizable que el
O2 LiF, LiI
El LiI tiene mayor carácter covalente porque el yoduro
es más polarizable que el fluoruro.
K2O, K2Se El selenuro de potasio tiene más carácter covalente
puesto que el selenuro es más polarizable que el óxido
SnCl2, CaCl2, El cloruro de estaño tiene mayor carácter
covalente porque el Sn2+ es un catión más polarizante, por estar
en el bloque p.
AlCl3, AlF3 El cloruro de aluminio tiene mayor carácter covalente
porque el cloruro es más polarizable que el fluoruro.
RESUELVE LA PREGUNTA: Polarización y covalencia
1. En cada una de las siguientes parejas de cationes, elige al que
tenga el mayor poder polarizante:
Mg2+, Na+
Li+, K+
Li+, Al3+
Mg2+, Pb2+
Ca2+, Sn2+
Cs+, Al3+
Ca2+, Pb2+
Mg2+, Zn2+
2. En cada una de las siguientes parejas de aniones, elige al que
sea más polarizable:
F –, Br –
F –, O 2-
Br–, S2–
Cl–, S2–
O2–, Se2–
I–, I3 –
SCN –, CN –
3. En cada una de las siguiente parejas de compuestos, elige al
compuesto en el que el enlace tenga un mayor carácter
covalente:
FeS, CaO
KF, LiBr
Na2O, Na2Se
PbI2, MgI2,
Ag2S, Na2O
AlI3, AlCl3
RESUELVE LAS DE OPCIÓN MÚLTIPLE
1. El cociente de los radios iónicos del Na+ y del Cl- es 0.694,
mientras que el del Rb+ y el Cl- es 0.994, por ello:
a) Ninguna de las siguientes
b) el NaCl tiene unos números de coordinación 6:6, mientras que el
RbCl tiene 8:8
c) el NaCl tiene una estructura cúbica simple, mientras que el RbCl
tiene una hexagonal
d) el NaCl tiene una estructura hexagonal de empaquetamiento
denso, mientras que el RbCl tiene una cúbica entrada en el cuerpo
e) el NaCl es un compuesto iónico y el RbCl es covalente polar
2. Las reglas de Fajans indican que mientras:
f) mayor polarización se dé sobre el anión más covalente será el
enlace.
g) más grande es, más polarizante es el catión
h) tenga configuración de gas noble más polarizante es el catión
i) menos polarizante es el catión mayor contribución covalente en el
enlace
j) más polarizable es el anión, más polarizante es el catión
3. Aplica las reglas de Fajans para estimar en cuál de los siguientes
apartados
se
encuentran
los
compuestos
ordenados
crecientemente por su punto de fusión
a) AlCl3, AlF3, AlBr3
b) AlCl3, AlBr3, AlF3
c) AlF3, AlCl3, AlBr3
d) AlF3, AlBr3, AlCl3
e) AlBr3, AlCl3, AlF3
La polarización también se correlaciona con la temperatura a la cual
se descomponen los carbonatos, de acuerdo con la siguiente
ecuación:
MCO3 MO + CO2 ↑
La descomposición del carbonato se favorece porque, al aumentar
el poder polarizante del catión, atrae hacia sí a la nube electrónica
de uno de los átomos de oxígeno del carbonato. Esto debilita el
enlace C-O y favorece la ruptura de éste, para dar CO2 y el óxido
metálico. En la Tabla15. 5 se muestran ejemplos de la temperatura
de descomposición para algunos carbonatos. Analiza los valores de
la Tabla15. 5 y explica la temperatura de descomposición de los
carbonatos con base en el poder polarizante del catión
correspondiente.
Tabla15. 5 Temperatura de descomposición para algunos carbonatos.
Compuesto
Temperatura de
descomposición (°C)
BeCO3
MgCO3
CaCO3
SrCO3
100
400
900
1290
BaCO3
ZnCO3
PbCO3
1360
300
315