Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Enlace iónico o electrovalente


En el fascinante mundo de la química, los átomos se unen de muchas maneras para formar compuestos con propiedades únicas. Uno de los tipos de enlace químico más interesantes y fundamentales es el enlace iónico, también conocido como enlace electrovalente. Este tipo de enlace es esencial en la formación de muchos tipos de compuestos que desempeñan roles importantes tanto en la naturaleza como en la industria. El enlace iónico proporciona una clara ilustración del poder de las fuerzas eléctricas a nivel atómico porque implica la transferencia completa de uno o más electrones de un átomo a otro. En esta discusión detallada, profundizaremos en los enlaces iónicos o electrovalentes, explorando su formación, características, ejemplos e importancia en el mundo de la química.

¿Qué es un enlace iónico o electrovalente?

Los enlaces iónicos se forman cuando los átomos transfieren electrones de uno a otro. Típicamente, esto involucra un metal y un no metal. Los metales en el lado izquierdo de la tabla periódica pierden fácilmente electrones, formando iones cargados positivamente llamados cationes. Los no metales, por otro lado, ganan electrones para formar iones cargados negativamente llamados aniones. El enlace iónico es esencialmente la fuerza electrostática de atracción entre estas cargas opuestas.

Por ejemplo, considere la formación del cloruro de sodio (NaCl), la sal de mesa común. El sodio (Na) es un metal con la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. El sodio puede obtener una configuración electrónica estable al perder uno de sus electrones de valencia, formando el ion sodio (Na +). El cloro (Cl) es un no metal con la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5. El cloro puede obtener una configuración electrónica estable al ganar un electrón, formando el ion cloruro (Cl –).

Formación del enlace iónico

El proceso de formación de un enlace iónico involucra la transferencia de electrones y generalmente es exotérmico. En el ejemplo del cloruro de sodio, el átomo de sodio dona un electrón al átomo de cloro. Esta transferencia se puede representar de la siguiente manera:

        Na → Na + + e -
        Cl + e - → Cl -

Los iones resultantes, Na + y Cl−, son estables debido a su configuración electrónica de gas noble. Una vez formados, estos iones se mantienen unidos por la atracción electrostática entre sus cargas opuestas, formando un enlace iónico. La estructura en rejilla de los compuestos iónicos como el NaCl es un patrón repetitivo de iones, lo cual contribuye a sus estructuras cristalinas estables.

Propiedades de los compuestos iónicos

Los compuestos con enlaces iónicos tienen propiedades específicas que los distinguen de otros tipos de compuestos:

  • Altos puntos de fusión y ebullición: Se requiere una cantidad considerable de energía para romper las fuertes fuerzas electrostáticas que mantienen a los iones unidos. Como resultado, los compuestos iónicos suelen tener altos puntos de fusión y ebullición.
  • Conductividad eléctrica: En forma sólida, los compuestos iónicos no conducen electricidad porque los iones están fijos en su lugar. Sin embargo, cuando se funden o se disuelven en agua, estos compuestos conducen electricidad porque los iones se mueven libremente.
  • Solubilidad en agua: Muchos compuestos iónicos se disuelven fácilmente en agua. Esta solubilidad se debe a la naturaleza polar de las moléculas de agua, que pueden rodear y separar los iones.
  • Estructura de red cristalina: Los compuestos iónicos forman estructuras bien definidas y regulares conocidas como redes cristalinas. Esta disposición maximiza las fuerzas atractivas y minimiza las fuerzas repulsivas, llevando a compuestos altamente estables.

Visualización de la unión iónica

Echemos un vistazo a un ejemplo simple para ver cómo funciona la unión iónica.

     ,
    Na + Cl → [Na] + [Cl] -
     ,

Aquí, el sodio dona un electrón al cloro, resultando en un catión de sodio cargado positivamente (Na +) y un anión de cloruro cargado negativamente (Cl -). Este proceso es similar para muchas otras reacciones entre metales y no metales.

Ejemplos comunes de compuestos iónicos

Los compuestos iónicos son prevalentes en la vida diaria. Aquí hay algunos ejemplos comunes:

  • Cloruro de sodio (NaCl): Como se mencionó anteriormente, esta es la sal de mesa común. Es vital para la vida, proporcionando al cuerpo iones de sodio esenciales.
  • Óxido de magnesio (MgO): El magnesio se combina con el oxígeno en una relación de 1:1 para formar este compuesto. A menudo se utiliza como material refractario debido a su estabilidad térmica.
  • Carbonato de calcio ( CaCO3 ): Se encuentra en la piedra caliza, tiza y mármol, y se utiliza ampliamente en la construcción, agricultura e incluso en productos farmacéuticos como antiácidos.

Estructuras de Lewis en la unión iónica

Las estructuras de puntos de Lewis son útiles para ilustrar la transferencia de electrones en los enlaces iónicos. Por ejemplo, el sodio y el cloro se pueden representar como:

        Na: •
        Cl: •• • ••

Con la transferencia de un electrón del sodio al cloro:

        Na: → (Na) +
        Cl: •• • |•• → (Cl) -

Desarrollo de los enlaces iónicos

La formación de enlace iónico es un proceso eficiente en energía. Las consideraciones energéticas en la unión iónica incluyen la energía de ionización (la energía de perder un electrón), la afinidad electrónica (la energía liberada al ganar un electrón) y la energía reticular (la energía liberada debido a la atracción electrostática). Al formar NaCl, la energía liberada en la formación de la red iónica compensa la energía necesaria para ionizar el sodio y agregar un electrón al cloro.

Consideraciones energéticas en la unión iónica

Este proceso se puede dividir de la siguiente manera:

  • Energía de ionización: Esta es la energía requerida para eliminar un electrón de un átomo. Para el sodio, esto involucraría la eliminación de un electrón para formar Na +.
    •             Na → Na + + e – (energía de ionización)
  • Afinidad electrónica: La energía liberada cuando un átomo gana un electrón. La alta afinidad electrónica del cloro significa que se libera energía cuando forma Cl-.
    •             Cl + e - → Cl - (afinidad electrónica)
  • Energía reticular: La energía liberada cuando los iones de carga opuesta forman un sólido iónico. Esta energía hace que los compuestos iónicos sean estables.
    •             Na + + Cl− → NaCl (energía reticular)

El papel de los enlaces iónicos en los sistemas biológicos

Los compuestos iónicos desempeñan roles importantes en los sistemas biológicos. Por ejemplo, los enlaces iónicos son importantes en la transmisión de impulsos nerviosos, la contracción muscular y el mantenimiento del equilibrio electrolítico del cuerpo. El NaCl, o sal de mesa, se disocia en iones Na + y Cl- en los fluidos corporales, lo cual es esencial para la conducción de señales eléctricas.

Comparación con los enlaces covalentes

Es importante entender la diferencia entre los enlaces iónicos y los enlaces covalentes:

  • Enlaces iónicos: Se forman debido a la transferencia de electrones y la atracción electrostática entre iones. Estos normalmente ocurren entre metales y no metales.
  • Enlaces covalentes: Se forman debido al compartimiento de electrones entre átomos. Usualmente, estos ocurren entre átomos no metálicos.
    •             H 2 O: H—O—H (enlace covalente)

Conclusión

La unión iónica es un aspecto fundamental de la química, desempeñando un papel clave en la formación de una amplia gama de compuestos. Entender la unión iónica es importante para comprender conceptos como la conductividad eléctrica, la química de soluciones y muchos procesos biológicos. Las interacciones entre metales y no metales, a través de la transferencia completa de electrones, destacan la manera compleja pero elegante de la naturaleza de mantener el equilibrio y la estabilidad a nivel atómico.

Este descubrimiento del enlace iónico o electrovalente demuestra la importancia de las poderosas fuerzas de atracción que gobiernan el movimiento de los electrones y los enlaces químicos. Reconocer tales interacciones expande nuestra comprensión tanto del mundo microscópico de los átomos como de los fenómenos macroscópicos, un paso esencial para dominar la química.


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