Enlace iónico
Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior (capa de valencia), aunque esto no es del todo cierto ya que contamos con varias excepciones, la del hidrógeno (H) que se llega al octeto con dos electrones, el berilio (Be) con 4, el aluminio (Al) y el boro (B) que se rodean de seis (estas últimas dos especies forman aductos ácido-base para llegar al octeto convencional de 8 electrones).
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por N iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas.
Normalmente, la configuración electrónica estable es uno de los gases nobles para los elementos del bloque s y del bloque p, y configuraciones electrónicas estables particulares para los elementos del bloque d y del bloque f. La atracción electrostática entre aniones y cationes conduce a la formación de un sólido con una red cristalográfica en la que los iones se apilan de forma alterna.
Cuando se combinan sodio (Na) y cloro (Cl), cada átomo de sodio pierde un electrón, formando cationes (Na+), y cada átomo de cloro gana un electrón para formar aniones (Cl-).
Para los compuestos que son de transición a las aleaciones y poseen enlaces mixtos iónicos y metálicos, este puede que ya no sea el caso.
La eliminación de electrones para formar el catión es endotérmica, lo que aumenta la energía general del sistema.
La carga de los iones resultantes es un factor importante en la fuerza del enlace iónico, p. una sal C+A− se mantiene unida mediante fuerzas electrostáticas aproximadamente cuatro veces más débiles que C2+A2− según la ley de Coulomb, donde C y A representan un catión y un anión genéricos, respectivamente.
El potencial electrostático se puede expresar en términos de separación interiónica y una constante (constante de Madelung) que tiene en cuenta la geometría del cristal.
[16] La fuerza de los puentes salinos se evalúa con mayor frecuencia mediante mediciones de equilibrios entre moléculas que contienen sitios catiónicos y aniónicos, generalmente en solución.
Las fuerzas de los enlaces iónicos suelen estar (los rangos citados varían) entre 170 y 1500 kJ/mol.
