Estimating Particle Confinement

Un enlace iónico se forma, cuando uno o más electrones se transfieren desde el nivel de valencia de un átomo al nivel de valencia de otro. El átomo que pierde electrones se convierte en un ión positivo (catión), en tanto que el átomo que adquiere electrones queda cargado negativamente (anión). El enlace iónico resulta de la atracción entre los iones de carga contraria. Un ejemplo de la formación de una sustancia iónica es la reacción entre átomos de litio y fluor. Las estructuras electrónicas de éstos son:

Li 1s2 2s1 y

F 1s2 2s2 2p3

Cuando reaccionan, el átomo de litio pierde un electrón de su subnivel 2s para convertirse en Li+ y por lo tanto adquiere una configuración electrónica igual a la del gas noble He.

Li (1s2 2s1) → Li -_(1s2_{) + e}-

El electrón que perdió el Li lo recibe el átomo de fluor, el cual adquiere una configuración electrónica idéntica a la del gas noble Ne.

F (1s2 2s2 2p3) + e- → F -_(1s2 _2s2 _2p6₎

Ya formamos, los iones Li+ _{y F}- _{se atraen uno al otro a causa de sus cargas contrarias;}

esta atracción entre los iones es lo que constituye el enlace iónico. Los iones Li+ y F- que se obtienen, se atraen el uno al otro y se entrelazan entre sí para formar un sólido iónico, LiF. Es importante recordar que un sólido iónico como este no contiene moléculas individuales, sino iones compactos, de manera que las fuerzas de atracción entre los iones de carga contraria llegan a un máximo, mientras que las fuerzas de repulsión entre los iones de misma carga alcanzan un valor mínimo. Por ejemplo, en el LiF cada catión (Li+_{) está rodeado e igualmente atraído por seis aniones (F}-_{), como se muestra en la}

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Figura I

Estructura del LiF. Círculos pequeños = Li+ ; círculos grandes = F

En forma semejante, cada anión es atraído igualmente por los seis cationes que lo rodean.

Los símbolos de Lewis que se presentan en la última sección, se pueden emplear para esclarecer con ejemplos la transferencia de electrones que se produce durante la formación de un compuesto iónico.

Por ejemplo, la reacción del Li y el F se puede representar como:

Los corchetes que encierran el flúor indican que los ocho electrones son propiedad exclusiva del ion fluoruro, F-_.

Cuando reaccionan Li y F, se pierden o se ganan electrones hasta alcanzar una configuración electrónica de gas noble. Excepto para el He, esto corresponde a ns2 np6 (un total de ocho electrones en el nivel exterior).

Por lo expuesto, se recordará que la estructura electrónica de los gases nobles tiene gran estabilidad. La tendencia d los átomos para alcanzar este acomodamiento electrónico constituye la base de la llamada regla del octeto, la cual establece sencillamente que los átomos tienden a ganar o perder hasta que hay ocho electrones en su nivel de valencia. La regla del octeto se aplica en particular a los elementos representativos, aunque hay algunas excepciones. Sin embargo, esta regla no es válida para los elementos de transición. En general, cuando se forma un ión positivo a partir de un átomo, primero se pierden electrones del nivel que tiene el mayor valor de n. Así pues, los elementos de transición pierden sus electrones externos s, antes de que se elimine cualquiera de los electrones de las capas internas. Por ejemplo, el ión Zn2+ _{, se forma cuando un átomo de}

zinc pierde sus electrones externos 4s. Por lo tanto, la configuración electrónica del nivel exterior del ión Zn2+ es 3s2 3p6 3d10. La configuración ns2 np6 nd10 en un nivel externo se conoce frecuentemente como configuración de gas seudonoble. Otra distribución de electrones en el nivel externo que es relativamente estable es la ns2 np6 nd5, que se encuentra en iones como el Fe3+ y Mn2+.

Existen algunos iones en que no se presentan ninguna de estas estructuras electrónicas. En vista de que es muy difícil formar un ión de carga muy alta (iones con carga mayor de +3 son raros), la pérdida de electrones termina algunas veces antes de haberse

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alcanzado la configuración electrónica de un gas noble. Algunos ejemplos son Ti2+ _{([Ar] 3}

d2), V2+ ([Ar] 3 d3) , y Cr2+ ([Ar] 3 d4). Los iones de este tipo son comunes entre los elementos de transición.

La relación en la que reaccionan dos elementos para formar una sustancia iónica, usualmente está determinada por los números de electrones que deben perder o ganar los átomos reactivos respectivos hasta lograr una configuración electrónica estable. Por ejemplo, en la reacción entre el calcio (grupo II A) y el cloro (grupo VII A), cada átomo de calcio debe perder dos electrones para alcanzar la estructura de un gas noble, mientras que cada átomo de cloro necesita adquirir sólo un electrón para obtener un octeto.

Como puede verse:

resulta que dos átomos de cloro deben reaccionar con cada átomo de calcio para producir un ión Ca2+ y dos iones Cl-. La fórmula del compuesto neutro es CaCl2. Un razonamiento

similar nos lleva a esperar que un compuesto de Li y O tenga la fórmula Li2O.

Con el Al y el O se produce una situación un poco más complicada.

El aluminio, en el grupo III A, pierde tres electrones para alcanzar la estructura de un gas noble y produce el ión Al3+. Por otra parte, el oxígeno forma el ión O2-.

Para producir un compuesto neto, dos iones Al3+ deben combinarse con tres iones O2-, por consiguiente el óxido de aluminio tiene la fórmula Al2O3.

Veamos este ejemplo: