La teoría de los iones establece que ciertos átomos o
moléculas pueden poseer una carga eléctrica neta, es decir, no ser
eléctricamente neutros. Esta carga, ya sea positiva o negativa,
corresponde a un múltiplo de la carga elemental. La razón de este
desequilibrio eléctrico se debe a la pérdida o ganancia de electrones,
partículas subatómicas descubiertas por J. J. Thomson en 1897 mediante
su famoso experimento con tubos de rayos catódicos. Cuando un átomo
pierde uno o más electrones, se convierte en un catión (ion positivo), y
cuando los gana, en un anión (ion negativo). Esta teoría es fundamental
para comprender fenómenos químicos, físicos y biológicos en los que intervienen
interacciones electrostáticas.
Carga virtual vs carga real
La teoría de los iones distingue entre dos tipos de
carga: la real y la virtual. En el caso de la carga real,
los iones están constituidos físicamente, es decir, presentan un desequilibrio
de electrones que los hace susceptibles a la acción de campos eléctricos
y magnéticos. Para representarlos, se indica la carga a la derecha del
símbolo químico en el orden valor seguido de polaridad. Por ejemplo, el
ion calcio se escribe Ca²⁺ y el ion sulfato, SO₄²⁻.
Figura
1. Ion hidróxido
o hidroxilo En esta representación del ion hidroxilo (OH⁻) se muestran los números
de carga virtuales sobre cada símbolo atómico, también
conocidos como estados de oxidación,
junto con la carga real neta del ion indicada como superíndice a la derecha. Estos números de carga no deben interpretarse como
localizados únicamente en un átomo; más
bien, constituyen una fuerza de campo compartida por toda la entidad química, actuando de forma colectiva. Aunque en la fórmula parezca que la carga negativa recae
exclusivamente sobre el hidrógeno, en realidad el par OH⁻ se comporta como un sistema cohesionado cuya
interacción electrostática es distribuida, explicando su comportamiento en
disolución y en reacciones ácido-base.
En cambio, las cargas virtuales surgen cuando varios
átomos se agrupan de manera que sus cargas internas se neutralizan
mutuamente, dando lugar a una molécula eléctricamente neutra, como
el agua. Aunque estas moléculas no responden a campos externos, mantienen interacciones
electrostáticas internas que explican su estructura y polaridad. En
estos casos, las cargas se indican con el orden polaridad seguida del valor,
como en el hidrógeno (+1) y el oxígeno (−2) del H₂O.
Ley de la conservación de la carga
La ley de la conservación de la carga establece que
la cantidad total de carga eléctrica en el universo se mantiene constante
y, en términos globales, las cargas positivas y negativas se equilibran.
En un átomo, las cargas positivas se encuentran en el núcleo,
representadas por los protones, y no cambian durante reacciones químicas
ordinarias. En cambio, las cargas negativas están en la periferia
del átomo, como electrones, que sí pueden ganarse o perderse.
Para el caso de las moléculas, esta ley puede expresarse matemáticamente como:
el número de carga neto de una molécula →zi→zi es igual a la suma
ponderada del subíndice de cada elemento multiplicado por su número de carga
→zx→zx. Estos valores corresponden a sus posibles estados de
oxidación.
Figura
2. Ley de la
conservación de la carga. La carga eléctrica total de una sustancia se obtiene
mediante la suma ponderada del producto entre el subíndice de cada elemento en
la fórmula química y su respectivo número de carga, entendido como uno de sus
estados de oxidación posibles. Esta representación permite verificar que, en un
compuesto neutro, la suma de todas las cargas individuales es igual a cero,
mientras que en un ion, corresponde a su carga neta. Los números de carga se
consideran normalmente adimensionales, ya que expresan una proporción relativa
de electrones ganados o perdidos, aunque en ciertos contextos avanzados se
pueden interpretar en términos de equivalentes químicos, como se abordará más
adelante en el estudio de reacciones redox. La demostración del teorema se encuentra en este enlace.
Observa que, en su forma de teoremas, el parámetro de
número de carga →zi→zi lleva una marca vectorial, mientras
que en su uso como factor de conversión se incluye el signo ±. En ambos
casos, se busca dejar claro que los números de carga poseen dirección,
es decir, se comportan como cuasivectores o incluso vectores químicos.
Aunque no son vectores en el sentido físico estricto —no tienen magnitud
espacial ni dirección tridimensional—, su orientación positiva o negativa
resulta esencial, ya que los iones interactúan de forma distinta según
el signo del campo eléctrico en que se encuentren. Por tanto, esta direccionalidad
simbólica no debe omitirse, pues aporta un criterio fundamental para el análisis
electrostático y el comportamiento químico en medios polares.
Iones monoatómicos.
Los iones monoatómicos son aquellos que están
formados por un solo átomo con carga neta, ya sea positiva o negativa.
En estos casos, el estado de oxidación (o carga virtual) coincide
exactamente con la carga real del ion, lo que los convierte en los más
sencillos de entender y analizar dentro de la teoría iónica. Sin embargo, esta
regla no debe aplicarse a iones poliatómicos o moléculas cargadas, donde
los estados de oxidación se distribuyen entre varios átomos y la carga neta se
reparte de forma más compleja. Ejemplos de iones monoatómicos son el Na⁺,
común en sales y soluciones fisiológicas, o el Cl⁻,
utilizado en reacciones ácido-base y en procesos de electrólisis
industrial.
Iones poliatómicos monoelementales
Los iones poliatómicos monoelementales se definen
como agregados de dos o más átomos del mismo elemento químico que en
conjunto poseen una carga neta, positiva o negativa. Aunque están
compuestos por un solo tipo de átomo, su estructura interna permite una distribución
desigual de electrones, lo que da lugar a una carga total. Los más
comunes son los iones diatómicos, como el ion dimercurio (Hg₂²⁺),
utilizado en química inorgánica, y el ion peróxido (O₂²⁻),
común en productos de limpieza y procesos biológicos. En estos casos, la
carga de cada átomo no coincide individualmente con la carga del ion completo,
ya que se distribuye parcialmente entre los átomos. Estos iones son
esenciales en redox, catálisis y síntesis industrial.
Iones poliatómicos polielementales
Los iones poliatómicos polielementales están formados
por dos o más átomos de distintos elementos químicos que actúan como una
unidad cargada. A diferencia de los monoatómicos o monoelementales,
estos iones presentan una estructura interna compleja, en la que la distribución
de la carga eléctrica se relaciona con los estados de oxidación
individuales de cada elemento. Un ejemplo clásico es el ion sulfato
(SO₄²⁻), donde el azufre tiene un estado de oxidación de +6
y cada oxígeno −2, resultando en una carga neta de −2. Otro
ejemplo es el ion nitrato (NO₃⁻), ampliamente utilizado en
fertilizantes y explosivos. Estos iones son fundamentales en reacciones
ácido-base, equilibrio químico, biología molecular y en la industria
química moderna.
Referencias.
Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward,
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(2022). Chemistry for Today (10th ed.). Cengage Learning.
Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.
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