Contenidos para Física y Química - Inicio · Tema 2.-Enlace iónico. Introducción. Una de las cuestiones más atractivas para los químcos de todos los tiempos fue el estudio de

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Para TEMA 2

Enlace iónico

Contenidos paraFísica y Química

José Manuel Pereira Cordido. Departamento de Física y Química. IES San Clemente. Santiago

José Manuel Pereira Cordido

Doctor en Ciencias

Catedrático de Bachillerato del I.E.S. San Clemente.

Santiago de Compostela

Edición 2013 © Gráficos y dibujos: José M. Pereira Cordido © Fotografías: José M. Pereira Cordido © Vídeo: José M. Pereira Cordido

© Realización, edición y diseño: José M. Pereira Cordido

Registro General de la Propiedad Intelectual. Santiago: 03/2013/695

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No se permite un uso comercial de la obra original ni la generación de obras derivadas

Al lector:

Antes de comenzar la lectura de las páginas que siguen,

queremos advertir que la visión del tema que redactamos debe ser

considerado por el alumnado como un tema de ampliado.

Si el alumno contrasta con el libro de texto puede darse cuenta de

que, nosotros abordamos un tratamiento del tema más amplio no sólo en

extensión sino también en “profundidad”.

Nuestra opinión es que alumnado de Primero de Bachillerato

empiece a acostumbrarse a un nuevo vocabulario que tendrá que

emplear el próximo curso al estudiar la Química de segundo de Bach.

Corresponde al alumno decidir hasta donde va a profundizar en el

estudio de este tema. Es evidente que va a depender de que quiera

sentar unas bases más sólidas pensando en la Química de 2º de Bac. o le

parezca suficiente un estudio superficial del tema.

JMPereiraCordido. Catedrático de Física y Química. IES San Clemente 1

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Tema 2.-Enlace iónico.

Introducción.

Una de las cuestiones más atractivas para los químcos de todos

los tiempos fue el estudio de las razones en virtud de las cuales se

formaban unas sustancias, y no otras, como consecuencia de una

reacción química.

Es decir, dar respuesta a las razones que motivan la unión entre

determinados átomos y no otros. ¿Por qué unas sustancias son tan

estables y otras, sin embargo, no lo son?.

En definitiva , por qué unos átomos se enlazan y otros no y, si

se anlazan, qué fuerzas son las responsables de dicho enlace.

Se suelen utilizar dos líneas teóricas para justificar la formación

de los enlaces; una de ellas basada en la tendencia de los átomos a

conseguir configuraciones electrónicas estables y la otra basada

en que la formación del enlace lleva al sistema a una situación de

menor energía, por lo tanto más estable.

Iniciaremos los razonamientos aprovechando los conocimeintos

que ya tenemos sobre las estructuras electrónicas y la idea, bien

asentada de que las estructuras de los gases nobles “parecen” ser

configuraciones hacia las que tienden, por su mayor estabilidad, los

restantes átomos.

Cuando los razonamientos basados en esta línea no sean

suficientes, o a la luz de los hechos experimentales surjan cuestiones

sin posible explicación, nos introduciremos en teorías algo más

complejas que pueden, para los alumnos de 1º considerarse como un

tema de ampliación.

Indicaremos cuando dichas cuestiones pueden considerarse de

ampliación, pero aconsejamos que nunca sea omitida su lectura por

parte del alumno.

tes sidentifican a forma en que se escriben coa que realmente adopta as moléculas. Predomina na memoria visual a fórmula do composto e non a forma da molécula.A modo ejemplo debúxase á esquerda a forma dun hidrocarburo moi coñecido que logo se estudará, o octano normal. A súa for

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Niveles subniveles nº subniveles e- por subnivel e- por nivel n=1 s 1 2 2 s 1 2 n=2 p 3 6 8 s 1 2 n=3 p 3 6 d 5 10 18 s 1 2 p 3 6 n=4 d 5 10 f 7 14 32

imposible que a molécula sexa plana.Un caso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser plano. En efecto, se os ángulos que forman enlácelos do carbono son duns 109 ( tal como sinálase na figura da esquerda, non é posible que a molécula sexa plana xa que o ángulo que forman os lados dun exágono regular (recordemos, a molécula ten 6 carbonos) é de 120 (. Xa que logo, e como non se pode concibir que exista tal tensión entre as valencias do carbono nun composto moi estable é preciso admitir que a forma non é plana. E así é, está demostrado que no ciclohexano e para satisfacer os ángulos de enlace do carbono, a molécula adopta dúas posibles formas non planas como as que se debuxan. Unha que se denomina de configuración en bañeira e outra chamada cadeira que sitúan aos átomos do carbono en planos diferentes. Todo o anterior é evidente e non precisa máis explicación, pero como sempre que se debuxa ao benceno debúxase nun plano, permanece a idea plana sobre a forma real da molécula que, non nos cansaremos de afirmar, non cinciden.Pero debemos de recoñecer que o noso pecado en diante será o mesmo que o doutros, xa que escribiremos aos compostos sobre un papel, plano, e só sacaremos a relucir a forma no espazo á hora de destacar que a representación plana non é No entanto, como nunca se escriben os compostos na forma que realmente teñen, os principiantes sidentifican a forma en que se escriben coa que realmente adopta as moléculas. Predomina na memoria visual a fórmula do composto e non a forma da molécula.A modo ejemplo debúxase á esquerda a forma dun hidrocarburo moi coñecido que logo se estudará, o octano normal. A súa forma é a dunha liña crebada (con tres dimensións) non plana; pero que se escribe habitualmente cunha estrutura lineal, tan perfectamente xeométrica que tras repetir e repetir a fórmula termina por idenfificarse a fórmula coa forma.E ambas as cousas, como pode verse na figura da esquerda, non coinciden.A todo o longo da química dos compostos orgánicos mantense a tendencia de ecipsar, sen querer este importante aspecto. Así, cando se escriben, e ata se debuxan, algúns compostos cíclicos contribúese a memorizar a súa forma plana cando é imposible que a molécula sexa plana.Un caso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser plano. En efecto, se os ángulos que forman enlácelos do carbono son duns 109 ( tal como sinálase na figura da esquerda, non é posible que a molécula sexa plana xa que o ángulo que forman os lados dun exágono regular (recordemos, a molécula ten 6 carbonos) é de 120 (. Xa que logo, e como non se pode concibir queso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser está


Regla del octete.

Al largo de la química hemos visto que los elementos del grupo

8 A, los gases nobles, son unos elementos tan estables que casi nunca

reaccionan, es decir, sus átomos no tienen apenas tendencia a

combinarse con otros átomos. Esto se atribuye a que su peculiar

configuración electrónica externa es muy estable, de manera que,

según Lewis, el resto de los átomos se combinan con el fin de

conseguir una configuración electrónica más estable y la máxima

estabilidad se alcanza cuando un átomo consigue ocho electrones

en su última capa,como tienen los gases nobles. Esto se conoce

cómo regla del octeto.

Cuando los átomos se unen formando enlaces, sólo intervienen

en este proceso los electrones de sus capas externas. Por este

motivo, para el estudio de los enlaces, tan sólo nos interesan los

electrones de valencia, los electrones de la última capa.

Según Lewis, los átomos, para conseguir su máxima estabilidad (ocho electrones en la última capa), pueden ganar electrones, perder electrones, incluso compartir electrones.

Estos tres supuestos se van a dar en los diferentes tipos de

enlace que vamos a estudiar.

Diferentes tipos de enlace

Se entiende por enlace la unión que se da entre dos o más

átomos. En esta unión interviene, fundamentalmente la capa externa

de los átomos. Por este motivo,el estudio de los enlaces tuvo un

grande impulso con el desarrollo de la Tabla Periódica y el

conocimiento de las configuraciones electrónicas de los distintos

átomos.

Debemos de tener en cuenta que la formación de un enla

implica el paso de una situación de menor estabilidad a una situación

de mayor estabilidad. La formación del enlace irá siempre acompañada

de un desprendimiento de energía. La misma cantidad de energía que

se desprende en su formación es la que se deberá aportar para romper

dicho enlace y se conoce con el nombre de energía de enlace.


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El esquema básico que se seguirá para estudiar los diferentes

tipos de enlace será: Justificación teórica del enlace. Explicar la formación de algunas sustancias. Explicar las propiedades derivadas de este enlace.

Básicamente se consideran tres tipos de enlace, aunque, a

veces, se dan enlaces con características intermedias entre dos disteis

tipos de enlace. Estos enlaces son:

enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

Intentaremos justificar en virtud de las configuraciones

electrónicas y de la posición que ocupan los átomos en la Tabla

Periódica, el tipo de enlace que se dará entre esos átomos.

Recordemos que los elementos segun su electronegatividad

pueden denominarse electropositivos o metales y electronegativos o

no metales.

En función de esta clasificación:

Si se unen átomos de un elemento electropositivo con

átomos de un elemento electronegativo se formará enlace iónico.

Si unen átomos de elementos electronegativos se formará

enlace covalente.

Si se unen átomos de elementos electropositivos se formará

enlace metálico.

Según este criterio vamos a predecir el tipo de enlace que dará

en las siguientes sustancias: KF, SO2, H2 y cobre.

En primer lugar, clasificamos los elementos en metales y no

metales, y luego deducimos el tipo de enlace que unirá estos átomos.

Así tendremos:

1. K es electropositivo y F electronegativo. Se unirán

mediante enlace iónico.

2. S es electronegativo y El electronegativo. Se unirán

mediante enlace covalente.


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3. H es electronegativo. Los átomos de hidrógeno se unen

mediante enlace covalente.

4. Cu es electropositivo. Los átomos de Cu se unen

mediante enlace metálico.

o Recuerde:

Se entiende por enlace la unión que se da entre dos o más átomos. Básicamente se consideran tres tipos de enlace: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. A veces, se dan enlaces con características intermedias entre estos tipos de enlace. Si se unen átomos de un elemento electropositivo con átomos de un elemento electronegativo se formará enlace iónico. Si se unen átomos de elementos electronegativos se formará enlace covalente. Si se unen entre si átomos de elementos electropositivos se formará enlace metálico.

Enlace iónico

Posibilidad de formación de un enlace iónico. Estudio energético

Analizaremos, en primer lugar la posibilidad de la formación de

este tipo de enlaces. Para ello, en función de los conocimientos que ya

tenemos consecuencia de lo estudiado en el capítulo dedicado al

Sistema periódico.

o Recordemos:

La facilidad o dificultad de que un átomo se transforme en un

ión negativo, viene determinada por la propiedad que llamamos

afinidad electrónica y que caracteriza al elemento químico.

El proceso:

A + 1e− −−−−> A−+ energía


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representa la captura de un electrón por parte de un átomo.

Como puede observarse, el proceso tiene lugar con desprendimiento

de energía.

La cantidad de energía liberada en el proceso de captura de

un primer electrón por parte del átomo se denomina primera

afinidad electrónica.

Al igual que ocurría en el potencial de ionización, el átomo

puede captar un según y sucesivos electrones, no obstante, para que

dichos procesos tengan lugar es necesario convencer al átomo.

En efecto, para que tenga lugar el proceso:

A−+ 1e− −−−−> A =

debe suministrarse energía . Resulta lógico que haya que

aportar energía ya que el ión A- repele al electrón que pretendemos

entregarle.En definitiva, la segunda y sucesivas afinidades electrónicas

tienen signo contrario a la primera afinidad electrónica ,y en lugar de

liberarse energía en el proceso se absorbe energía.

En consecuencia, cuando tiene lugar el proceso de captura de

un electrón (el primero) por parte de un átomo, se libera energía en

una cuantía que denominamos primera afinidad electrónica.

A + 1e− −−−−> A−+ A.E.1

pero, se absorbe energía en el proceso:

A−+ 1e−+ A.E.2 −−−−> A =

y lo mismo ocurre en las sucesivas aceptaciones de un electrón

por parte del ión.

La cuantía de los potenciales de ionización y la cuantía y signo

de las afinidades electrónicas son determinantes en el balance

enrgético que posibilita la formación de una pareja de iones (uno

positivo y otro negativo)

Si el balance energético del proceso:

A + 1e− −−−−> A−+ A.E.1

B + P.I.1 −−−−> B++ 1e−

es positivo, es decir, si la energía liberada en el primer proceso


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(si la afinidad electrónica) es suficiente para el según proceso

(compensa al potencial de ionización) es posible desde el punto de

vista energético la formación de la pareja de iones A-y B+ .

En definitiva, son los valores de las afinidades electrónica y

los potenciales de ionización las causas determinantes de que-

desde el punto de vista de la energía-sea posible o imposible la

formación de una pareja de iones.

Dicha pareja de iones, luego, y en razón de atracciones

electrostáticas podrán llegar a formar una agrupación de iones

unidos por fuerzas de tipo eléctrico.

Por tanto, el balance energético de las afinidades electrónicas y

del potencial de ionización permite hacer previsiones sobre la

posibilidad o no de formación de uniones de naturaleza eléctrica

(enlaces iónicos). En todo caso, hemos de advertir que dicho balance

no es tan simple ya que no se limita a estas dos únicas magnitudes.

En otros cursos se analizará en más profundidad este balance

energético en el que, por tratarse de un curso de iniciación a la

química se han omitido otros aspectos energéticos.

Veamos el caso del cloruro de sodio (Na Cl)

Vamos a ver cómo se puede entender la formación de este

enlace tomando cómo ejemplo el cloruro sódico NaCl (ejemplo análogo

al que pusimos al comienzo KF)

.

El Na tiene 11 electrones y su configuración electrónica es 1 s2

2s2 2 p63 s1. Si pierde el electrón de su última capa conseguirá la

configuración de un gas noble.

El Cl tiene 17 electrones y su configuración electrónica es

1s22s22p63s23 5, Si gana un electrón conseguirá la configuración de un

gas noble.

Cuando los átomos de Cl y Na se “enfrentan”, y fuese cierto que

ambos “desean” alcanzar la estructura de gas noble, pueden hacerlo si

se intercambian electrones.


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El Cl gana los electrones que puede ceder el Na consiguiendo

ambos dos la configuración estable de gas noble.

Como consecuencia de ello, se forman cationes Na+ y aniones

Cl− que, por el hecho de ser cargas elécrticas de distinto signo se

atraen y tienden a permanecer unidas. Esta unión de iones de distinto

signo es la razón íntima de la existencia del enlace iónico.

Las diferentes etapas del proceso las podemos representar

mediante el esquema:

Na Cl Na Cl Formación del NaCl

Los dos elementos químicos ganaron estabilidad al conseguir la

configuración de gas noble, además se formaron iones de distinto

signo que se atraen mediante fuerzas eléctricas (enlace iónico). Se

llama así ya que los átomos que intervienen en el enlace se

encuentran, en realidad, en forma de iones.

Este tipo de enlace no forma moléculas discretas sino redes cristalinas.

En efecto, la fuerza de atracción entre iones actúa en todas

direcciones, de manera que cada ión positivo atrae a los iones

negativos próximos y viceversa. Cada ión se rodea del máximo número

posible de iones de distinto signo, ordenándose y forma así las redes

cristalinas.

El número de iones de distinto signo que rodean la cada ión se

llama índice de coordinación y va a depender entre otros factores del

tamaño relativo de los iones positivos y negativos.

El número de iones positivos y negativos depende de la carga de


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estos. Siempre se conserva en el cristal a neutralidad eléctrica.

La fórmula NaCl nos indican, no que se ha unido un ión Na+ y un

ión Cl− sino que existe el mismo número de iones Na+ que de iones

Cl−.

Los cristales iónicos están formados por una unidad básica

(llamada celda unidad) que se repite muchas veces en las tres

direcciones del espacio, tal como se dibuja en la figura:.

l Red cristalina celda unidad del NaCl

o Recuerde

El enlace iónico se forma cuándo se ponen en contacto átomos de muy diferente electronegatividad, se transfieren entre ellos electrones para conseguir una configuración electrónica más estable y así se forman iones de distinto signo que se atraen y se unen,esta unión de iones de distinto signo es lo que se llama enlace iónico.


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Algo más sobre las redes cristalinas

Cristales iónicos

Hemos visto ya anteriormente que, al estudiar la materia en

estado sólido mediante los rayos X, podía conocerse la estructura

interna de los cristales. Recalcábamos el hecho de que el empleo de las

modernas técnicas de difracción de rayos X permitían diferenciar

átomos de iones e incluso distinguir unos iones de otros.

El estudio cuidadoso de muchos cristales en los que la

ordenación interna evidencia la existencia de iones llevó a los físicos al

conocimiento de que en muchas ocasiones el ordenamiento interno no

era demasiado riguroso en el sentido de que existían muy

frecuentemente defectos en el cristal.

Dichos defectos consistían generalmente en que un ión está

reemplazado por otro de análogo tamaño e idéntica carga, pero

diferente. En otras ocasiones, los defectos consistían en la sustitución

de un ión por otro de mayor

carga, de tal suerte que, para

conservar el equilibrio

eléctrico del cristal deben

faltar otros.

Consecuencia de la

fecuencia con que se

presentan defectos en los

cristales en los que existen

iones -es más normal un

cristal imperfecto que uno

perfecto- es que en la

mayoría de estas sustancias

sólidas no se cumplen las

leyes de la estequiometría.

Recordemos que

dichas leyes de la

estequiometrías se

establecieron como resultado

del estudio de reacciones en

estado gaseoso, pues bien,

en los sólidos lo más frecuente es el incumplimiento de las relaciones


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estequiométricas.

El culto inicial a la molécula, en la física del estado sólido,

desaparece.

Desde hace más de 50 años, los estudiosos del estado sólido

introducen un nuevo concepto, el concepto de la no estequiometría del

estado sólido. Por tanto, los sólidos iónicos de los que nos

ocuparemos serán, en general, sólidos no estequiométricos.

Un cristal se origina como consecuencia de la repetición en las

tres direcciones del espacio de un elemento de dicho cristal, de una

celda elemental llamada siempre por ello celda unidad. En la figura de

la izquierda se ha representado esta idea aunque para no dar excesiva

complejidad al dibujo no se han distinguido unos iones de otros.

La realidad es que aún en cristales de estructura muy sencilla, la

celda unidad no lo es tanto, y llegar a concluir cuál es la celda unidad

de un cristal iónico resulta en ocasiones una tarea tediosa.

Advertimos ésto ya que pudiera pensarse que en compuestos

tales como el NaCl la celda unidad es simple. En la figura de la

izquierda para evidenciar

ésto, se ha dibujado la

celda unidad, cúbica

centrada en las caras de la

sal común.

De acuerdo con lo

anterior los iones se

organizan formando una

red cristalina, la que sea,

en donde cada uno de

ellos ocupa un punto de

dicha red. De lo ya

estudiado, en relación con

las interacciones electricas

entre cargas se deduce

que, obviamente, los iones

se sitúan en ésos puntos

de la red como

consecuencia de la

resultante neta de fuerzas


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de naturaleza electrica que provoca el conjunto de iones . Admitir ese

orden, como consecuencia de las interacciones de tipo eléctrico, no es

difícil.

Más difícil es entender el cómo es posible que dos átomos

asilados "decidan" convertirse en iones para construir tan complicada

red. Es obvio que la "decisión" obedece a razones fundamentadas en

leyes de la naturaleza y no "voluntades" de iones.

Recordemos el aspecto energético

Dos átomos aislados pueden "decidir" organizarse bajo la forma

de una red cristalina y formar un compuesto, una molécula (si en éste

caso se puede hablar de molécula discreta) si razones de tipo

energético lo justifican. Es decir, si el estado final al que llegan tiene

menor contenido energético que la situación de partida. Salvo otras

consideraciones que por ahora desconocemos, sabemos que un

sistema evoluciona de forma natural hacia situaciones de menor

contenido de energía...por éso caen los cuerpos...

Hagamos, otra vez, un balance energético de forma muy

simple.

Para que un átomo aislado se transforme en un ión negativo,

hay que arrancárselo. Arrancarlo supone una aportación energética

que equivale a llevarle su electrón al infinito. A la cantidad de energía

que hace falta suministrar a un átomo para transformarlo en un ión se

le denomina primer potencial

de ionización. Es decir, para

realizar el proceso:

M −−−> M ++ e −

es preciso suministrar

la energía, que llamaremos a

partir de ahora potencial de

ionización, y de

representaremos por :

∆ H = I


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Por otra parte, deben existir, para formar la unión química iones

positivos.

Es decir, debe poder tener lugar el proceso:

X + e − −−−> X −

La aceptación de un electrón por parte de un átomo neutro tiene

lugar con desprendimiento de energía. Es decir, se libera en el anterior

proceso una cantidad de energía llamada siempre con el nombre de

afinidad electrónica.

∆ H =− E x

Propiedades características de las sustancias con enlace iónico

Nos centraremos en algunas propiedades físicas que

estudiaremos en los distintose enlaces.

Estas propiedades son las siguientes:

Puntos de fusión

Las sustancias iónicas a temperatura ambiente son sólidas, para

pasar a estado líquido necesitan una aportación energética que

permita separar los iones y que estos consigan una mayor movilidad.

En definitiva, hay que romper la red cristalina. Puesto que este es

muy estable, ya que se produjo un importante desprendimiento de

energía en su formación, será necesario una gran aportación de

energía para romperlo.

En general, los puntos de fusión serán elevados y están en

relación directa con la energía reticular de los dichos compuestos.

Dureza

La dureza de un sólido se determina rayando su superficie, es

decir rompiendo enlaces en la superficie. Puesto que lo enlace iónico

es muy estable, será difícil rayar los sólidos iónicos.

En general tienen dureza elevada (Escala de Mohs).


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Solubilidad

Cuando una sustancia se disuelve en otra, lo que ocurre es que

las moléculas de cada una de ellas se separan y a continuación se

mezclan las moléculas de una con las moléculas de la otra sustancia.

Este proceso es tanto más favorable cuanto más parecida sea la

naturaleza de las fuerzas que unen las moléculas de las sustancias que

se han de mezclar.

En las sustancia iónicas, las fuerzas que mantienen unidas a

sus iones son de tipo eléctrico.

En consecuencia, estas sustancia se disolverán fácilmente en

los denominados disolventes polares, como el agua.

Al disolverse una sustancia en

agua se desmorona o se

deshace el cristal iónico, pues

los iones se atraen con menos

fuerza en el agua que en el aire

(la constante dieléctrica del agua

es 80) y además las moléculas

de agua atraen a los iones,

arrancándolos de la red

cristalina.

Como consecuencia de

ello, los iones llegan a

separarse, para teminar

totalmente independientes en el

seno de la sustancia dipolar que

desmoronó y rompió el cristal

por medio de un cincel

eléctrico.

Una vez que los iones, ya

libres, pululan por la disolución;

lo hacen tapizados de un cortejo de moléculas del disolvente, por lo

que decimos que están “solvatados”. Su tamaño, así rodeados, es

mucho mayor que antes.


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Condutividade eléctrica

Una sustancia es conductora de la electricidad si contiene

cargas eléctricas que se puedan mover al aplicar un campo eléctrico.

Las sustancia iónicas contienen cargas eléctricas (iones positivos

y negativos) pero estas se encuentran fijas en la red cristalina. Por lo

tanto, en estado sólido no son conductoras de la electricidad. No

obstante, en estado líquido o cuando están disueltas los iones se

tienen movilidad.

Serán, por lo tanto, conductores de la electricidad cuando

estén disueltas o en estado líquido. A las sustancia iónicas se les

llama conductores de segunda especie.

o Analicamos con algún detalle este proceso de conducción de las sustancias iónicas.

Supongamos que ponemos en libertad a los iones que forman

parte de un cristal iónico, puede hacerse mediante la fusión del cristal,

pero es más sencillo hacerlo disolviendo el compuesto iónico en agua.

En todo caso, sea cual fuere el

procedimiento, dispondremos

de un conjunto de iones en

libertad.

Si en el seno de la sal

fundida o de la disolución

introducimos dos láminas

(electrodos) y las conectamos a

una diferencia de potencial,

creamos un campo eléctrico en

la región que ocupan los iones

libres. Dicho campo ejerce una

fuerza sobre los iones, que

como son de signo contrario,

produce dos efectos: provoca

una fuerza que hace emigrar a

unos ( X-) hacia el ánodo (por

éso se les llama aniones);


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mientras que sobre los otros ( M+) ejerce una fuerza contraria

haciéndolos emigrar hacia el cátodo (por éso se les llama cationes).

Hay una doble corriente.

Ésto nos obligará a que exista un convenio para establecer el

sentido de circulación de las corrientes eléctricas.

El fin de la migración de los iones trae funestas consecuencias

sobre ellos. Éstos, al llegar a los correspondientes electrodos

desaparecen como tales y se tranforman en átomos, disipándose como

portadores de carga en virtud de las reacciones:

X − −−−−−>X 0 + e −

M ++ e − −−−−−> M 0

El resultado neto de la

transformación que tiene

lugar es, obviamente, la suma

de las dos ( semi ) reacciones

precedentes:

M ++ X − −−−−−>M 0 + X 0

ecuación que evidencia

que los iones han fenecido ya

que se transformaron en sus

átomos correspondientes.

Consecuencia de ello es

que el proceso de conducción provoca la destrucción progresiva de los

portadores de carga. En definitiva, la disolución se hará cada vez

menos conductora mientras que en los electrodos correspondientes se

depositarán (uno a uno) los átomos de los elementos X y M. Este

hecho, como luego vermos, tiene importantes aplicaciones prácticas,

tanto si tiene lugar en la forma descrita como si, de modo forzado,

somos capaces de llevar a cabo una reacción de este tipo en sentido

inverso del que fue considerado aquí.


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Aunque lo parezca, los electrones no han desaparecido, uno se

ha depositado en el ánodo y otro fue robado del cátodo durante el

proceso. Para que continúe la reacción, y no se detenga en breve

tiempo, debe haber alguien que realizando trabajo lleve nuevamente

dicho electrón al cátodo; ése alguien que genera trabajo, será llamado

poco más adelante con el pomposo nombre de generador de fuerza

electro motriz .

El proceso de

conducción en las

disoluciones y sales

fundidas se conoce

habitualmente con el

nombre de lectro-lisis, ya

que provoca la rotura o

lisis de las moléculas

como consecuencia de la

conducción.

El fenómeno de

electrolisis (conducción)

en sales fundidas es

axactamente como el que

se ha descrito, pero en el

caso de disoluciones

aparece con frecuencia

enmascarado.

En efecto, no es infrecuente que los átomos productos de la

reacción de electrolisis, a posteriori, reaccionen con el disolvente (que

hemos omitido a todos los efectos) y aparezcan otros productos

finales resultado de esta segunda reacción. Es decir, se superpone una

segunda reacción a la primera que, de alguna forma, la desvirtúa y la

hace que, aparentemente, el resultado de la conducción de ,las

disoluciones sea otro.


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Fragilidad

A pesar de su estabilidad, las sustancia iónicas rompen

fácilmente cuando son

golpeadas, es decir, son frágiles.

Hemos visto que cada ión

positivo está rodeado de iones

negativos y viceversa. La

atracción eléctrica los mantiene

unidos.

Al ejercer una fuerza

sobre el cristal, y como

consecuencia, desplazar un

conjunto de iones, se enfrentan

iones del mismo signo tal como

indicamos en la figura.

El resultado es que, ahora,

al no estar enfrentados iones de

signo contrario, las fuerzas

atractivas se han convertido en

repulsivas, lo que provoca la

fractura del cristal.

Cuando se golpea el

cristal pueden deasplazarse los

iones y quedar enfrentados iones del mismo signo, apareciendo

repulsión eléctrica donde antes había atracción. Por ahí romperá el

cristal que, aunque muy duro, es también muy frágil.


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