# Enlace químico y geometría molecular

## Enlace iónico

Como ha aprendido, los iones son átomos o moléculas con carga eléctrica. Un catión (un ion positivo) se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones de su capa de valencia, y un anión (un ion negativo) se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones en su capa de valencia.
Los compuestos formados por iones se denominan compuestos iónicos (o sales), y sus iones constituyentes se mantienen unidos por enlaces iónicos: fuerzas electrostáticas de atracción entre cationes y aniones de carga opuesta. Las propiedades de los compuestos iónicos arrojan algo de luz sobre la naturaleza de los enlaces iónicos. Los sólidos iónicos presentan una estructura cristalina y tienden a ser rígidos y quebradizos; también suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados, lo que sugiere que los enlaces iónicos son muy fuertes. Los sólidos iónicos también son malos conductores de la electricidad por la misma razón: la fuerza de los enlaces iónicos impide que los iones se muevan libremente en el estado sólido. Sin embargo, la mayoría de los sólidos iónicos se disuelven fácilmente en el agua. Una vez disueltos o fundidos, los compuestos iónicos son excelentes conductores de la electricidad y el calor porque los iones pueden moverse libremente.
Los átomos neutros y sus iones asociados tienen propiedades físicas y químicas muy diferentes. Los átomos de sodio forman el sodio metal, un metal blando de color blanco plateado que arde vigorosamente en el aire y reacciona de forma explosiva con el agua. Los átomos de cloro forman el gas cloro, Cl2, un gas amarillo-verde que es extremadamente corrosivo para la mayoría de los metales y muy venenoso para los animales y las plantas. La vigorosa reacción entre los elementos sodio y cloro forma el compuesto blanco y cristalino, cloruro de sodio, la sal de mesa común, que contiene cationes de sodio y aniones de cloruro (). El compuesto formado por estos iones presenta propiedades totalmente diferentes a las de los elementos sodio y cloro. El cloro es venenoso, pero el cloruro de sodio es esencial para la vida; los átomos de sodio reaccionan vigorosamente con el agua, pero el cloruro de sodio simplemente se disuelve en el agua.

### Formación de compuestos iónicos

Los compuestos iónicos binarios están compuestos por solo dos elementos: un metal (que forma los cationes) y un no metal (que forma los aniones). Por ejemplo, el NaCl es un compuesto iónico binario. Podemos pensar en la formación de tales compuestos en términos de las propiedades periódicas de los elementos. Muchos elementos metálicos tienen potenciales de ionización relativamente bajos y pierden electrones con facilidad. Estos elementos se sitúan a la izquierda en un periodo o cerca de la parte inferior de un grupo en la tabla periódica. Los átomos no metálicos tienen afinidades electrónicas relativamente altas y, por lo tanto, ganan fácilmente los electrones perdidos por los átomos metálicos, llenando así sus capas de valencia. Los elementos no metálicos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica.
Como todas las sustancias deben ser eléctricamente neutras, el número total de cargas positivas de los cationes de un compuesto iónico debe ser igual al número total de cargas negativas de sus aniones. La fórmula de un compuesto iónico representa el cociente más sencillo entre el número de iones necesarios para dar un número idéntico de cargas positivas y negativas. Por ejemplo, la fórmula del óxido de aluminio, Al2O3, indica que este compuesto iónico contiene dos cationes de aluminio, Al3+, por cada tres aniones de óxido, O2− [así, (2  +3) + (3  –2) = 0].
Sin embargo, es importante señalar que la fórmula de un compuesto iónico no representa la disposición física de sus iones. Es incorrecto referirse a una "molécula" de cloruro de sodio (NaCl) porque no hay un solo enlace iónico, per se, entre ningún par específico de iones de sodio y cloruro. Las fuerzas de atracción entre los iones son isotrópicas, es decir, son iguales en todas las direcciones, lo que significa que cualquier ion particular es atraído por igual por todos los iones cercanos de carga opuesta. Esto hace que los iones se organicen en una estructura de red tridimensional fuertemente unida. El cloruro de sodio, por ejemplo, está formado por una disposición regular de igual número de cationes Na+ y aniones Cl– ().
La fuerte atracción electrostática entre los iones Na+ y Cl– los mantiene fuertemente unidos en el NaCl sólido. Se necesitan 769 kJ de energía para disociar un mol de NaCl sólido en iones gaseosos separados de Na+ y Cl–:

### Estructuras electrónicas de los cationes

Al formar un catión, un átomo de un elemento del grupo principal tiende a perder todos sus electrones de valencia, asumiendo así la estructura electrónica del gas noble que le precede en la tabla periódica. En los grupos 1 (los metales alcalinos) y 2 (los metales alcalinotérreos), los números de grupo son iguales a los números de electrones de la capa de valencia y, en consecuencia, a las cargas de los cationes formados a partir de átomos de estos elementos cuando se eliminan todos los electrones de la capa de valencia. Por ejemplo, el calcio es un elemento del grupo 2 cuyos átomos neutros tienen 20 electrones y una configuración de electrones en estado fundamental de 1s22s22p63s23p64s2. Cuando un átomo de Ca pierde sus dos electrones de valencia, el resultado es un catión con 18 electrones, una carga 2+ y una configuración electrónica de 1s22s22p63s23p6. Por lo tanto, el ion Ca2+ es isoelectrónico con el gas noble Ar.
Para los grupos 13–17, los números de grupo superan en 10 el número de electrones de valencia (teniendo en cuenta la posibilidad de subcapas d completas en los átomos de los elementos del cuarto periodo y superiores). Así, la carga de un catión formado por la pérdida de todos los electrones de valencia es igual al número de grupo menos 10. Por ejemplo, el aluminio (en el grupo 13) forma iones 3+ (Al3+).
Las excepciones al comportamiento esperado afectan a los elementos situados en la parte inferior de los grupos. Además de los iones esperados Tl3+, Sn4+, Pb4+, y Bi5+, una pérdida parcial de los electrones de la capa de valencia de estos átomos también puede conducir a la formación de iones Tl+, Sn2+, Pb2+, y Bi3+. La formación de estos cationes 1+, 2+ y 3+, se atribuye al efecto de par inerte, que refleja la energía relativamente baja del par de electrones de valencia s en los átomos de los elementos pesados de los grupos 13, 14 y 15. El mercurio (grupo 12) también presenta un comportamiento inesperado: forma un ion diatómico,  (un ion formado por dos átomos de mercurio, con un enlace Hg-Hg), además del esperado ion monatómico Hg2+ (formado por un solo átomo de mercurio).
Los elementos metálicos de transición y de transición interna se comportan de manera diferente a los elementos del grupo principal. La mayoría de los cationes de los metales de transición tienen cargas 2+ o 3+ que resultan de la pérdida de su(s) electrón(es) s más externo(s) en primer lugar, a veces seguido de la pérdida de uno o dos electrones d de la capa más próxima. Por ejemplo, el hierro (1s22s22p63s23p63d64s2) forma el ion Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6) por la pérdida de los electrones 4s y el ion Fe3+ (1s22s22p63s23p63d5) por la pérdida del electrón 4s y uno de los electrones 3d. Aunque los orbitales d de los elementos de transición son -según el principio de Aufbau- los últimos en llenarse al construir configuraciones electrónicas, los electrones s más externos son los primeros en perderse cuando estos átomos se ionizan. Cuando los metales de transición interna forman iones, suelen tener una carga 3+, resultado de la pérdida de sus electrones s más externos y de un electrón d o f.

### Estructuras de electrones de los aniones

La mayoría de los aniones monatómicos se forman cuando un átomo neutro no metálico gana suficientes electrones para llenar completamente sus orbitales exteriores s y p, alcanzando así la configuración de electrones del siguiente gas noble. Por lo tanto, es sencillo determinar la carga de dicho ion negativo: la carga es igual al número de electrones que hay que ganar para llenar los orbitales s y p del átomo padre. El oxígeno, por ejemplo, tiene la configuración electrónica 1s22s22p4, mientras que el anión oxígeno tiene la configuración electrónica del gas noble neón (Ne), 1s22s22p6. Los dos electrones adicionales necesarios para llenar los orbitales de valencia dan al ion óxido la carga de 2– (O2–).

### Conceptos clave y resumen

Los átomos ganan o pierden electrones para formar iones con configuraciones de electrones especialmente estables. Las cargas de los cationes formados por los metales representativos pueden determinarse fácilmente porque, con pocas excepciones, las estructuras de electrones de estos iones tienen una configuración de gas noble o una capa de electrones completamente llena. Las cargas de los aniones formados por los no metales también pueden determinarse fácilmente porque estos iones se forman cuando los átomos no metálicos ganan suficientes electrones para llenar sus capas de valencia.

### Ejercicios de fin de capítulo de Química
