SUSTANCIAS IÓNICAS

Las propiedades de las sustancias dependen de la estructura que tienen a escala de

partículas. En las sustancias iónicas los iones se unen mediante intensas fuerzas

electrostáticas, que se manifiestan en todas las direcciones del espacio y que

generalmente son muy intensas. Los iones de un signo esán rodeados por iones de signo

contrario, y así sucesivamente, estableciéndose un equilibrio entre las fuerzas atractivas

que se producen entre iones de signo contrario con las repulsivas que hay entre iones del

mismo signo.

La magnitud que determina las propiedades es la energía de red: cuanto mayor sea, más

energía se desprende al formarse la sustancia iónica, y más energía es necesario

comunicar para destruirla (fundirla, rayarla, disolverla, etc).

Los iones no están en reposo, sino que debido a la agitación térmica producida por la

temperatura a la que se encuentra la sustancia oscilan dentro de un espacio reducido. Al

calentar la sustancia, esta agitación térmica va siendo mayor.

Debido a la intensidad de esas fuerzas, los puntos de fusión son medios o altos, ya que

para que los iones se separen por agitación térmica hay que alcanzar temperaturas

elevadas. De esta forma, todas las sustancias iónicas son sólidas a temperatura

ambiente.

Por la misma razón, en general, son sustancias duras, ya que no es fácil separar iones: al

rayar una sustancia, se separan algunas de las partículas que la forman, por lo que se

deben vencer las fuerzas que las mantienen unidas en el sólido.

No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, ya que los iones ocupan posiciones

fijas en la red, pero sí lo hacen fundidos o en disolución, ya que en ese caso los iones

tienen una cierta movilidad (la corriente eléctrica consiste en partículas cargadas que se

mueven en la misma dirección y sentido a lo largo del cable conductor).

Cuando se golpea un cristal iónico se produce un desplazamiento de las capas

iónicas. Observa en la gráfica cómo inicialmente los iones de un signo rodean

a los de otro, mientras que por efecto del golpe quedan enfrentados iones del mismo

signo, con lo que las fuerzas repulsivas aumentan notablemente, y la estructura se abre

por una zona de corte prácticamente perfecto: el cristal puede llegar a hacerse añicos si

el golpe es lo bastante fuerte. En consecuencia, son sustancias frágiles.

Una última propiedad interesante es la solubilidad en líquidos, que siempre son

sustancias moleculares. La analizarás una vez hayas visto las fuerzas entre moléculas,

que son claves para determinar la capacidad disolvente de un líquido. En este momento,

indicar solamente que son solubles en disolventes polares, del tipo del agua, pero su

solubilidad es muy variable, desde grande a prácticamente nula, dependiendo de las

características tanto de la sustancia iónica como del disolvente. Obviamente, cuanto

mayor sea la energía de red, menor será la solubilidad.

Los enlaces iónicos se producen cuando se encuentran átomos de elementos metálicos,

con no metálicos.

Este tipo de enlace se debe a la atracción electrostática que se produce cuando los

átomos de un metal ceden electrones a los átomos de un no metal, creándose iones de

diferente carga.

La atracción de los iones de diferente carga eléctrica es muy grande y hace que estos

átomos queden fuertemente unidos.

Las sustancias creadas a partir de este tipo de enlace reciben el nombre de compuestos

iónicos y a las fuerzas eléctricas que realizan esta unión se les denomina enlaces

iónicos.

Ejemplos enlaces iónicos:

1. Cloruro de Sodio (NaCl)

2. Cloruro de Potasio (KCl)

3. Ioduro de Potasio (KI)

4. Oxido de Hierro (FeO)

5. Cloruro de Plata (AgCl)

6. Oxido de Calcio (CaO)

7. Bromuro de Potasio (KBr)

8. Oxido de Zinc (ZnO)

9. Oxido de Berilio (BeO)

10. Cloruro de Cobre (CuCl2)

SOLUCIONES COVALENTES

Un enlace covalente se genera cuando dos átomos comparten electrones en su nivel más

superficial. Este tipo de enlace se da entre elementos no metálicos, ya que éstos tienen

muchos electrones en este nivel y tienen más tendencia a ganarlos que a cederlos,

buscando una estabilidad electrónica de un gas noble que tiene su capa externa con

todos los electrones posibles.

El enlace covalente es formado por electrones que son comunes a los átomos, de esta

forma su capa electrónica más superficial adquiere la estructura de un gas noble, siendo

la fuerza de éste mayor que la fuerza eléctrica de repulsión que se da entre ambos

átomos con carga negativa. Por lo general las moléculas están formadas a través de este

tipo de enlaces.

Tipos de enlaces covalentes

Dependiendo de la diferencia de electronegatividad el enlace covalente puede ser

clasificado en covalente puro o apolar y covalente polar. Si la diferencia de

electronegatividad es inferior a 0,4 es covalente apolar , y si está entre 0,4 y 1,7 es un

enlace covalente polar.

Covalente apolar

Conocido además por enlace covalente puro , o covalente no polar. Se produce por el

compartimiento de electrones entre dos o más átomos de igual electronegatividad, por lo

que su resultado es 0, y por tanto la distribución de carga electrónica entre los núcleos

es totalmente simétrica, por lo que el par electrónico es atraído igualmente por ambos

núcleos.. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace

covalente apolar.

Ejemplos de enlaces covalentes:

1. Molécula de cloro (Cl2)

2. Molécula de Agua (H2O)

3. Metano (CH4)

4. Molécula de Oxígeno (O2)

5. Molécula de Hidrógeno (H2)

6. Molécula de Flúor (F2)

7. Amoniaco (NH3)

8. Trióxido de Azufre (SO3)

9. Bióxido de Carbono (CO2)

10. Cloruro de Fósforo (PCl5)

SOLUCIONES SOLUTO Y SOLVENTE

Las Soluciones son sistemas homogéneos (iguales propiedades físicas y químicas en

toda su masa), que están constituidas básicamente por dos componentes llamados

Solvente y Soluto. Solvente básicamente es la cantidad mayoritaria de la solución, es

aquello que contiene al soluto. Por ejemplo si pensamos en agua salada, el agua es el

solvente y la sal representa el soluto. También algunos lo dicen como Soluto y

Disolvente y a la Solución le dicen Disolución. En muchos casos podemos encontrar

que un solvente contiene dos o más solutos, por ejemplo agua con sal y azúcar. Este

concepto también es extensible a gases y sólidos.

Concentración: Llamamos concentración a la relación que existe entre la cantidad de

soluto y la cantidad de solución o de solvente. Es un concepto muy importante ya que

en base a esto se preparan soluciones en la Industria Alimentaria o Farmacéutica. Es el

caso de la llamada solución Fisiológica o suero fisiológico que se les administra a las

personas por diferentes causas. Esta tiene una cantidad exacta de sal por litro de agua.  

La concentración se la puede representar de distintas maneras.

Porcentaje masa en masa (% m/m): Por ejemplo 2% m/m significa 2 gramos de

soluto en 100 gramos en solución.

Porcentaje volumen en volumen (% v/v): 3% v/v es 3 centímetros cúbicos de soluto

en 100 de solución.

Porcentaje masa en volumen (%m/v): 4%m/v es 4 gramos de soluto cada 100 ml de

solución.

Molaridad: Número de moles de soluto en 1 litro de solución. El mol representa una

determinada cantidad de materia de cualquier sustancia. Ejemplo. Si decimos que una

solución es 2 molar (2M) tiene dos moles en 1 litro de solución.

Normalidad: Es la cantidad de equivalentes químicos que hay por litro de solución. Si

una solución es 0,5N (0,5 normal) significa que contiene 0,5 equivalentes en un litro de

solución.

Bibliografía:

http://www.quimicayalgomas.com/wp-content/uploads/2011/05/soluto-y-

solvente.gif

http://www.ecured.cu/index.php/Tipos_de_enlace_covalente