Enllaç iònic

El flúor y el liti unint-se iónicament per a formar fluorur de liti.

Enllaç iònic del fluorur de sodi.

En Química, un enllaç iònic o electrovalent és l'unió de àtoms que resulta de la presència d'atracció electrostàtica entre els [[ió|ións de distint signe, és dir, un fortament electropositiu (baixa energia d'ionisació) i un atre fortament electronegatiu (alta afinitat electrònica).Això es dona quan en l'enllaç, un dels àtoms capta electrons de l'atre. L'atracció electrostàtica entre els ions de càrrega oposta causa que s'unixquen i formen un compost químic simple, ací no es fusionen; sino que un dona i un atre rep. Per a que un enllaç iònic es genere, és necessari que la diferència (delta) d'electronegativitat siga més que 1, 7 (Escala de Pauling).

Cal resaltar que cap enllaç és totalment iònic, sempre hi haurà una contribució en l'enllaç que se li puga atribuir al compartiment dels electrons en el mateix enllaç (covalencia).

El model de l'enllaç iònic és una exageració que resulta convenient ya que moltes senyes termodinàmiques es poden obtindre en molt bona precisió si es pensa que els àtoms són ions i no hi ha compartiment d'electrons.

Ya que els elements implicats tenen elevades diferències d'electronegativitat, este enllaç sol donar-se entre un compost metàlic i un no metàlic. Es produïx una transferència electrònica total d'un àtom a un atre formant-se ions de diferent signe. El metal dona un o més electrons formant ions en càrrega positiva o cations en una configuració electrònica estable.

Estos electrons despuix ingressen en el no metal, originant un ió carregat negativament o anió, que també té configuració electrònica estable. Són estables puix abdós, segons la regla de l'octet o per la estructura de Lewis adquirixen 8 electrons en la seua capa més exterior (capa de valència), encara que açò no és del tot cert ya que contem en vàries excepcions, la del hidrogen (H) que s'aplega a l'octet en dos electrons, el berili (Be) en 4, el alumini (Al) i el bor (B) que es rodegen de sis (estes últimes dos espècies formen aductos àcit-base per a aplegar a l'octet convencional de 8 electrons).

Els composts iònics formen rets cristalines constituïdes per N. ions de càrrega oposta, units per forces electrostàtiques. Este tipo d'atracció determina les propietats observades. Si l'atracció electrostàtica és forta, es formen sòlits cristalins d'elevat punt de fusió i insolubles en aigua; si l'atracció és menor, com en el cas del NaCl, el punt de fusió també és menor i, en general, són solubles en aigua i insolubles en líquits apolars, com el benzé o el disulfur de carbono.

Característiques

Enllaç iònic en un cristal de NaCl.

Algunes característiques d'este tipo d'enllaç són:

• Els seus enllaços són molt forts (depén fortament de la naturalea dels ions).
• Són sòlits a temperatura ambiente i posseïxen una estructura cristalina en el sistema cúbic. (Hi ha composts iònics que són líquits a temperatura ambiente denominats "líquits iònics" o "Ixes Derretides", en un camp d'aplicació jagantesc.)
• Alts punts de fusió (entre 300&*nbsp; °C i 1000°C) i ebullició (Si l'enllaç té un caràcter covalent alt, pot ser que estos valors disminuïxquen abruptament)
• Són enllaços resultants de l'interacció entre els metalés dels grups I i II i els no metals dels grups VI i VII.
• Són solubles en aigua i atres dissolucions aquoses pel dipol elèctric que presenten les molècules d'aigua; capaços de solvatar als ions, compensant aixina l'energia de ret cristalina. (No tots els composts iònics es poden solubilisar fàcilment en aigua, ya siga per la poca energia d'solvatació dels ions o pel caràcter covalent del compost iònic):
• Una volta en dissolució aquosa són excelents conductors de electricitat, ya que llavors els ions queden lliures. (Hi ha una gran varietat de composts iònics que són poc o molt poc solubles en dissolució aquosa, també pel caràcter covalent del compost i que no permet que l'aigua separe fàcilment la ret cristalina, resultant aixina en una molt pobra conductivitat en dissolució)
• En estat sòlit no conduïxen l'electricitat, ya que els ions ocupen posicions molt fixes en la ret. Si utilisem un bloc de sal com a part d'un circuit en lloc del cable, el circuit no funcionarà. Aixina tampoc funcionarà una pera si utilisem com a part d'un circuit una gaveta de aigua, pero si dissolem sal en abundància en dita gaveta, la pera del circuit s'encendrà. Açò es deu a que els ions dissolts de la sal són capaces d'acodir al pol opost (al seu signe) de la pila del circuit i, per això, est funciona.

Classificació

Els ions es classifiquen en dos tipos:

a) Anió: És un ió en càrrega elèctrica negativa, lo que significa que els àtoms que ho conformen tenen un excés d'electrons. Comunment els anions estan formats per no metals, encara que hi ha certs anions formats per metals i no metals. Els anions més habituals són (el número entre paréntesis indica la càrrega):

• F^- fluorur.
• Cl^- clorur.
• Br^- bromur.
• I^- yodur.
• S ^2- sulfur.
• SO₄^2- sulfat.
• NO₃^- nitrat.
• PO₄^3- fosfat.
• ClO^- hipoclorit.
• ClO₂^- clorit.
• ClO₃^- clorat.
• ClO₄^- perclorat.
• CO₃^2- carbonat.
• BO₃ ^3- borat.
• MnO₄^- permanganat.
• CrO₄^2- cromat.
• Cr₂O₇^2- dicromato ((2 àcit cròmic)-H₂O)=H₄Cr₂O₈ - H₂O=H₂Cr₂O₇= àcit dicròmic)

b) Catió: és un ió en càrrega elèctrica positiva. Els més comuns es formen a partir de metals, pero hi ha certs cations formats en no metals.

• Na⁺ sodi.
• K⁺ potasi.
• Ca²⁺ calci.
• Ba²⁺ bari.
• Mg²⁺ magnesi.
• Al³⁺ alumini.
• Pb²⁺ plomo (II).
• Zn²⁺ zinc (o cinc).
• Fe²⁺ hierro (II) o ferrós.
• Fe³⁺ hierro (III) o férric.
• Cu⁺ coure (I) o cuprós (encara que en realitat, este ió és Cu₂(2+)).
• Cu²⁺ coure (II) o cúpric.
• Hg⁺ mercurio (I) o mercuriós (aunque en veritat, este ió és Hg₂(2+)).
• Hg²⁺ mercuri (II) o mercúric.
• Ag⁺ plata (I).
• Cr³⁺ crom (III).
• Mn²⁺ manganés (II).
• Co²⁺ cobalt (II) o cobaltós.
• Co³⁺ cobalt (III) o cobàltic.
• Ni²⁺ níquel (II) o niquelós.
• Ni³⁺ níquel (IIII) o niquélic.
• NH₄⁺ amoni.

Bibliografia

• [1] Química aplicada a la ingeniería. Escrito por Caselles Pomares María José, Gómez Antón María Rosa, Molero Meneses Mariano, Sardá Hoyo Jesús, Google libros

Referències

• Est artícul fon creat a partir de la traducció de l'artícul es.wikipedia.org/wiki/Enlce iónico de la Wikipedia en espanyol, baix llicència Creative Commons-BY-SA.