2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

Nota Un catión siempre es más pequeño que su átomo principal, mientras que un anión siempre es más grande que su átomo principal.

Figura 2.2 Radios relativos de los átomos de sodio y cloro y sus iones.

La gura 2.2 contrasta los tamaños relativos de los átomos de sodio y cloro con los de sus iones. El ion sodio es más pequeño que el átomo debido principalmente a dos factores: (1) el átomo de sodio ha perdido su electrón más externo, lo que reduce su tamaño; y ( ) los 10 electrones restantes ahora son atraídos por 11 protones y, por lo tanto, se acercan más al núcleo. Por el contrario, el ion cloruro es más grande que el átomo porque: (1) tiene 1 electrones pero solo 17 protones; y ( ) la atracción nuclear sobre cada electrón disminuye, lo que permite que el átomo de cloro se expanda a medida que forma un ion (ver nota).

Hemos visto que cuando el sodio reacciona con el cloro, cada átomo se convierte en un ion. El cloruro de sodio, como todas las sustancias iónicas, se mantiene unido por la atracción que existe entre las cargas positivas y negativas. Un enlace iónico es la atracción entre iones de carga opuesta.

Los enlaces iónicos se forman cuando uno o más electrones se trans eren de un átomo a otro. Los metales, que tienen relativamente poca atracción por sus electrones de valencia, tienden a formar enlaces iónicos cuando se combinan con no metales.

Es importante reconocer que las sustancias con enlaces iónicos no existen como moléculas. En el cloruro de sodio, por ejemplo, el enlace no existe únicamente entre un solo ion sodio y un solo ion cloruro. Cada ion sodio del cristal atrae 6 iones cloruro negativos cercanos al vecino; a su vez, cada ion cloruro negativo atrae a 6 iones sodio positivos cercanos al vecino (ver gura .1).

Un metal generalmente tendrá uno, dos o tres electrones en su nivel de energía exterior. Al reaccionar, los átomos metálicos característicamente pierden estos electrones, adquieren la estructura electrónica de un gas noble y se convierten en iones positivos. A un no metal, por otro lado, le faltan solo unos pocos electrones para tener una estructura electrónica de gas noble en su nivel de energía externo y, por lo tanto, tiene una tendencia a ganar electrones. Al reaccionar con los metales, los átomos de los no metales ganan característicamente de uno a cuatro electrones, adquieren la estructura electrónica de un gas noble y se convierten en iones negativos. Los iones formados por pérdida de electrones son mucho más pequeños que los átomos metálicos correspondientes; los iones formados al ganar electrones son más grandes que los átomos no metálicos correspondientes. Las dimensiones de los radios atómicos y iónicos de varios metales y no metales se dan en la tabla 2.2.

*Los metales mostrados pierden electrones para convertirse en iones positivos. Los no metales ganan electrones para convertirse en iones negativos.

2.1 El enlace iónico: transferencia de electrones de un átomo a otro 17

PRÁCTICA 2 . 1

¿Qué estructura de gas noble se forma cuando un átomo de cada uno de estos metales pierde todos sus electrones de valencia? Escriba la fórmula del ion metálico formado.

a. K b. Mg c. Al d. Ba

Estudie los siguientes ejemplos. Observe la pérdida y ganancia de electrones entre los átomos; además, note que los iones en cada compuesto tienen una estructura electrónica de gas noble.

EJEMPLO 2 . 1

Explique cómo se combinan el magnesio y el cloro para formar cloruro de magnesio, MgCl

Solución

Un átomo de magnesio de estructura electrónica 1s s p63s debe perder dos electrones o ganar seis para alcanzar una estructura electrónica estable. Si el magnesio reacciona con el cloro y cada átomo de cloro puede aceptar solo un electrón, se necesitarán dos átomos de cloro para los dos electrones de cada átomo de magnesio. El compuesto formado contendrá un ion magnesio y dos iones cloruro. El átomo de magnesio, habiendo perdido dos electrones, se convierte en un ion magnesio con una carga de + Cada ion cloruro tendrá una carga de 1. La transferencia de electrones de un átomo de magnesio a dos átomos de cloro se muestra en la siguiente ilustración:

EJEMPLO 2 . 2

Explique la formación de uoruro de sodio (NaF) a partir de sus elementos.

El átomo de úor, con siete electrones en su nivel de energía exterior, se comporta de manera similar al átomo de cloro.

CAPÍTULO 2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

EJEMPLO 2 . 3

Explique la formación de uoruro de aluminio (AlF3) a partir de sus elementos.

Solución

Cada átomo de úor puede aceptar solo un electrón. Por lo tanto, se necesitan tres átomos de úor para combinarse con los tres electrones de valencia de un átomo de aluminio. El átomo de aluminio ha perdido tres electrones para convertirse en un ion aluminio (Al3+) con una carga de +3.

EJEMPLO 2 . 4

Explique la formación de óxido de magnesio (MgO) a partir de sus elementos.

El átomo de magnesio con dos electrones en el nivel de energía exterior, llena exactamente la necesidad de un átomo de oxígeno de dos electrones. El compuesto resultante tiene una proporción de un átomo de magnesio a un átomo de oxígeno. El ion oxígeno (óxido) tiene una carga de , habiendo ganado dos electrones. Al combinarse con oxígeno, el magnesio se comporta de la misma manera que cuando se combina con cloro: pierde dos electrones.

EJEMPLO 2 . 5

Explique la formación de sulfuro de sodio (Na S) a partir de sus elementos.

Solución

Dos átomos de sodio suministran los electrones que un átomo de azufre necesita para formar ocho en su nivel de energía exterior.

EJEMPLO 2 . 6

Explique la formación de óxido de aluminio (Al O3) a partir de sus elementos.

Solución

Un átomo de oxígeno que necesita dos electrones no puede acomodar los tres electrones de un átomo de aluminio. Un átomo de aluminio se queda a un electrón de los cuatro electrones que necesitan dos átomos de oxígeno. Una razón de dos átomos de aluminio a tres átomos de oxígeno, que involucra la transferencia de seis electrones (dos a cada átomo de oxígeno), le da a cada átomo una con guración electrónica estable.

Observe que en cada uno de estos ejemplos los niveles de energía externa que contienen ocho electrones se formaron en todos los iones negativos.