Enlace iónico
El enlace iónico, también llamado
salino o electrovalente es el que se efectúa entre metales y no metales por
transferencia de electrones. Siendo esta transferencia del átomo metálico al no
metálico (o más electronegativo).
Un ión es un átomo que gana o
pierde un número de electrones. Los iones positivos resultan de la pérdida de
electrones, y los iones negativos resultan de la ganancia de electrones. Un
enlace iónico es debido a la fuerza de atracción entre los iones positivos y
negativos. Los iones positivos se llaman cationes, debido a que son atraídos
por el cátodo, los iones negativos se llaman aniones, porque se mueven hacia el
ánodo (En electrodo positivo ocurre la oxidación y en el electrodo negativo
ocurre la reducción).
Un ejemplo de enlace iónico es
cuando el sodio y el cloro reaccionan, para formar cloruro de sodio. El átomo
de sodio pierde su electrón y el átomo de cloro lo adiciona en su capa externa.
Ejemplo 1
Propiedades
Su estado físico es sólido y
pueden ser duros o frágiles.
En solución acuosa son
conductores de corriente eléctrica.
Sus puntos de fusión y ebullición
son altos.
La forma del cristal es
geométrica (cúbica, rómbica, hexagonal)
Son solubles en solventes
polares.
Los enlaces ionicos forman redes
cristalinas
Diferencia de electronegatividad
Cuando la diferencia de
electronegatividad es mayor de 1.6, las atracciones electrónicas son tan
grandes que los electrones se transfieren de un átomo a otro. Estos iones
forman un enlace iónico.
Fuente:
Cristales
Los Sólidos cristalinos
o también llamados Cristales se caracterizan por poseer una periocidad
perfecta en su estructura atómica. También podemos decir que es un sólido
homogéneo formado en su interior por átomos, Iones o moléculas Constituyendo
lo que se denomina estructura cristalina.
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Estructura Cristalina. |
Las redes cristalinas corresponden a una disposición de puntos en el espacio
con la propiedad de tener simetría traslacional*. Esto quiere decir que cada
punto de la red se puede obtener de otro punto mediante una traslación.
Las redes cristalinas se pueden racionalizar introduciendo el concepto de celda unitaria, la cual es un paralelepípedo que por traslación de sí mismo genera completamente la red cristalina.  |
Muchas de las propiedades de los sólidos pueden ser explicadas a partir de un estudio de su estructura, es decir, de la forma en que se distribuyen los átomos en el cristal y de los tipos de enlace interatómicos. Los electrones son elementales en los enlaces de los átomos en el cristal. Podemos sacar como conclusión que las fuerzas que mantienen unidos a los cristales son exclusivamente de naturaleza eléctrica. |
Tipos de cristales |
Las estructuras y propiedades de los cristales, como punto de fusión, densidad y dureza están determinadas por el tipo de fuerzas que mantienen unidas a las partículas. Se clasifican en: iónico, covalente, molecular o metálico. |
Cristales iónicos |
El cristal está formado por iones positivos y negativos unidos entre si
mediante fuerzas de naturaleza electrostática
Hay que decir que este tipo de cristal son malos conductores del calor y de la electricidad ya que carecen de electrones libres. Pero cuando el cristal es sometido a una temperatura elevada los iones adquieren movilidad y aumenta su conductividad eléctrica. |
Cristales Covalentes |
Los átomos de los cristales covalentes se mantienen unidos en una red
tridimensional únicamente por enlaces covalentes. Esté tipo de cristal son
extremadamente duros y difíciles de deformar, y son malos conductores del
calor y por lo tanto de la electricidad (ya que sabemos que el calor y la
conductividad tienen una relación directa) ya que no existen electrones
libres que trasladen energía de un punto a otro. Un ejemplo típico de este
tipo de cristal es el Diamante.
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Cristal molecular |
Son sustancias cuyas moléculas son no polares, la característica fundamental
de este tipo de cristal es que las moléculas están unidas por las denominadas
fuerzas de Van der Waals; estas fuerzas son muy débiles y correspondes a
fuerzas de dipolos eléctricos.
Su conductividad es nula; es decir no son conductores ni del calor y la electricidad y son bastante deformables. |
Cristales metálicos |
La estructura de los cristales metálicos es más simple porque cada punto
reticular del cristal está ocupado por un átomo del mismo metal.
Se caracterizan por tener pocos electrones débilmente ligados a sus capas más externas. Están cargados positivamente. Su conductividad es Excelente tanto térmica como eléctrica debido a sus electrones libres.
Fuente:
VÍDEO DE REDES CRISTALINASRedes cristalinas
La red cristalina está formada por
iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo
eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios.
Los sólidos cristalinos mantienen
sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean
prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse libremente,
sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuídas desordenadamente
en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales. Los
cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros
llama sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los
iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del
cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla
unidad.
Uno de los parámetros básicos de
todo cristal es el llamado índice de coordinación que podemos
definir como el número de iones de un signo que rodean a un ion de
signo opuesto. Podrán existir, según los casos, índices diferentes para el
catión y para el anión.
El índice de coordinación, así como
el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen
de dos factores:
• Tamaño de los
iones. El valor del radio de los iones marcará las
distancias de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión
de cabida eni espacio de la red.
• Carga de los
iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga
la electroneutralidad del cristal.
El número de iones existentes en la
red cristalina es indefinido, de manera que la fórmula con que
caracterizamos una sustancia iónica sólo indica la cantidad
relativa (proporción) de iones de uno u otro signo que deben existir en el
cristal para mantener la neutralidad eléctrica.
Podemos agrupar la mayor parte de
los compuestos iónicos en una serie de estructuras:
Fuente:
Conductivvidad eléctricaGeneralidades
La ley de Ohm plantea que cuando
se mantiene una diferencia de potencial (E), entre dos puntos de un conductor,
por éste circula una corriente eléctrica directamente proporcional al voltaje
aplicado (E) e inversamente proporcional a la resistencia del conductor (R).
I=E/R
En disoluciones acuosas, la
resistencia es directamente proporcional a la distancia entre electrodos (l) e
inversamente proporcional a su área (A)
R= r•l/A
Donde r se denomina resistividad
específica, con unidades W•cm, siendo su inversa (1/r), la llamada
conductividad específica (k), con unidades W-1•cm-1 o mho/cm (mho, viene de
ohm, unidad de resistencia, escrito al revés).
En general, el flujo de
electricidad a través de un conductor es debido a un transporte de electrones.
Según la forma de llevarse a cabo este transporte, los conductores eléctricos
pueden ser de dos tipos: conductores metálicos o electrónicos y conductores
iónicos o electrolíticos.
Conductividad en diferentes medios
Los mecanismos de conductividad
difieren entre los tres estados de la materia, en los sólidos los átomos como
tal no son libres de moverse y la conductividad se debe a los electrones. En
los metales existen electrones cuasi-libres que se pueden mover muy libremente
por todo el volumen, en cambio en los aislantes, muchos de ellos son sólidos
iónicos, apenas existen electrones libres y por esa razón son muy malos
conductores.
Conductividad en medios líquidos
La conductividad en medios
líquidos (Disolución) está relacionada con la presencia de sales en solución,
cuya disociación genera iones positivos y negativos capaces de transportar la
energía eléctrica si se somete el líquido a un campo eléctrico. Estos
conductores iónicos se denominan electrolitos o conductores electrolíticos. Las
determinaciones de la conductividad reciben el nombre de determinaciones
conductométricas y tienen muchas aplicaciones como, por ejemplo:
En la electrólisis, ya que el
consumo de energía eléctrica en este proceso depende en gran medida de ella.
En los estudios de laboratorio
para determinar el contenido de sales de varias soluciones durante la
evaporación del agua (por ejemplo en el agua de calderas o en la producción de
leche condensada).
En el estudio de las basicidades
de los ácidos, puesto que pueden ser determinadas por mediciones de la
conductividad.
Para determinar las solubilidades
de electrólitos escasamente solubles y para hallar concentraciones de
electrólitos en soluciones por titulación.
 Conductividad en medios sólidos
Según la teoría de bandas de
energía en sólidos cristalinos, son materiales conductores aquellos en los que
las bandas de valencia y conducción se superponen, formándose una nube de
electrones libres causante de la corriente al someter al material a un campo
eléctrico. Estos medios conductores se denominan conductores eléctricos. La
Comisión Electrotécnica Internacional definió como patrón de la conductividad
eléctrica:
Un hilo de cobre de 1 metro de
longitud y un gramo de masa, que da una resistencia de 0,15388 Ω a 20 °C al que
asignó una conductividad eléctrica de 100% IACS (International Annealed Cooper
Standard, Estándar Internacional de Cobre no Aleado). A toda aleación de cobre
con una conductividad mayor que 100% IACS se le denomina de alta conductividad (H.C.
por sus siglas inglesas).
 Medición de la conductividad
La conductividad eléctrica es el
recíproco de la resistencia en ohms, medida entre las caras opuestas de un cubo
de 1.0 cm de una solución acuosa a una temperatura especificada. Esta solución
se comporta como un conductor eléctrico donde se pueden aplicar las leyes físicas
de la resistencia eléctrica.
Las unidades de la conductividad
eléctrica son el Siemens/cm ( las unidades antiguas, eran los mhos/cm que son
numéricamente equivalentes al S/cm ).
En la práctica no se mide la
conductividad entre electrodos de 1 cm3 sino con electrodos de diferente
tamaño, rectangulares o cilíndricos, por lo que al hacer la medición, en lugar
de la conductividad, se mide la conductancia, la cual al ser multiplicada por
una constante ( k ) de cada celda en particular, se transforma en la
conductividad en S/cm. Conductividad = Conductancia de la muestra *k
k = d/A
k: Constante de la celda
d: distancia de la separación de
los electrodos
A: Área de los electrodos
Así, un electrodo de 1 cm de
separación y con área de 1 cm , tendrá una k = 1
La medición eléctrica se efectúa
mediante un instrumento denominado conductímetro que consiste en un [[puente de
Wheastone para medir resistencias. Las resistencias R1 y R2 son fijas y su
valor va de acuerdo al intervalo de conductividad que se pretende medir. La
resistencia Rx es la que proporciona la solución a la cual se le va a medir la
conductividad. La resistencia R3 se varía en forma continua hasta poner en
equilibrio el puente, de tal forma que no pase corriente hacia el medidor.
Factores que influyen en la medición
La exposición de la muestra al
aire atmosférico, puede causar cambios en la conductividad, debido a pérdida o
ganancia de gases disueltos, en especial el CO2. Esto es especialmente
importante para aguas de alta pureza, con concentraciones bajas de gases y
sustancias ionizables. Para evitar esto se debe tener una atmósfera inerte de
nitrógeno o helio sobre la muestra.
Sustancias no disueltas o
materiales que precipiten lentamente en la muestra, pueden causar ensuciamiento
en la superficie de los electrodos y causar lecturas erróneas.
El ensuciamiento por sustancias
orgánicas, bioensuciamientos y corrosión de los electrodos, causan lecturas
inestables o erróneas.
Fuente:
Solvatación
La solvatación es un proceso que
consiste en la atracción y agrupación de las moléculas que conforman un
disolvente, o en el caso del soluto, sus iones. Cuando se disuelven los iones
de un disolvente, éstos se separan y se rodean de las moléculas que forman el
disolvente. Cuanto mayor es el tamaño del ion, mayor será el número de
moléculas capaces de rodear a éste, por lo que se dice que el ion se encuentra
mayormente solvatado.
Según la IUPAC, (Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada), la estabilización de las especies
que forman un soluto en una solución, viene dada por la interacción de un
soluto con un disolvente. También, cuando un ion se encuentra formado por un
átomo central y rodeado por moléculas, se dice que está solvatado, a este tipo
de ion se le llama complejo. La solvatación, también puede darse en un material
que sea insoluble.
Se deben tener claros los
conceptos de soluto y solubilidad, para entender, y no confundir, la
solvatación:
Soluto: Sustancia que se
encuentra de forma, generalmente minoritaria, en una disolución, encontrándose
disuelta en el disolvente.
Solubilidad: Medida de capacidad
que tiene una sustancia para poder disolverse en otra. Cuando la velocidad de
precipitación y la de disolución, son iguales, la solubilidad cuantifica el
estado de equilibrio. Esta viene medida en moles por Kg.
Los disolvente polares, son
aquellos que contienen dipolos en su estructura molecular. Estos generalmente
poseen una contante dieléctrica alta.
Las moléculas que tienen carácter polar, tienen la característica de poder
orientar la parte cargada de las moléculas hacia el ion, para dar respuesta a
la atracción electrostática, consiguiendo dar estabilidad al sistema.
La sustancia que actúan como
solvente polar por excelencia, es el agua, aunque también hay otras sustancias
bastante utilizadas con el mismo fin, como son la acetona, el etanol o el
amoníaco entre otros, pudiendo todos estos tipos de disolventes, disolver
compuestos inorgánicos, tales como las sales.
En la solvatación participan diferentes
interacciones moleculares como son, los puentes de hidrógeno, la atracción
dipolo-dipolo, el ion dipolo, o también las fuerzas de dispersión de London.
Algunos de ellos, como los puentes de hidrógeno, pueden estar presentes tan
sólo, en disolventes de carácter polar, y otras, como por ejemplo, las
interacciones ion-ion, tan sólo se darán en disolventes iónicos.
La solvatación se ve favorecida
termodinámicamente, sólo si la energía de formación de Gibbs, es de menor valor
que la suma de la energía libre de formación de Gibbs del disolvente y del
soluto, separadamente.
Para que tenga lugar la
solvatación, se precisa la liberación de los iones que conforman la red
cristalina en la cual se encuentren, rompiéndose toda atracción entre los
iones, la cual, viene representada por la energía libre de red del soluto,
cuando se encuentra en su estado natural de agregación. La energía que se
utiliza en este proceso , se adquiere de la energía que se libera cuando los
iones que forman la red del soluto se asocian con las moléculas del disolvente
en cuestión, conociéndose a la energía que se libera de esta forma, como
energía libre de solvatación.
La entalpía de formación de la
solución, menos la sumación de las entalpías de formación respectivas de los
sistemas separados, será la entalpía de solución, en cambio, la entropía, será
la diferencia existente entre las entropías de formación.
Generalmente los gases a altas
temperaturas, generalmente tienen una entalpía negativa, hecho que los
convierte en poco solubles.
La entalpía de solvatación, puede
dar respuesta al porqué la solvatación tiene lugar con algunas redes iónicas
sí, y con otras, en cambio, no, pues un valor negativo de entalpía de solución,
corresponde a un ion que se acabará disolviendo, pero sin embargo, un valor
positivo, llega como significado que la solvatación no será fácil.
Por mucho tiempo se pensó, que la
densidad de carga, o lo que es lo mismo, la relación entre la carga el tamaño del ion, proporcionaban una mayor
solvatación, pero hoy en día, se sabe que este dato no es correcto, pues no
resulta aplicable a todos los iones, como por ejemplo a los iones de hierro
(III), a los grupos de lactánidos y Actídidos.
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