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Definición de Enlace iónico

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 [Química] Enlace iónico

Un enlace químico es el resultado de una fuerza que actúa entre dos átomos o grupos de átomos para mantenerlos unidos originando especies diferenciadas y estables que tienen propiedades mensurables.

Cualquier teoría sobre el enlace químico debe explicar por qué algunos átomos se unen entre sí y por qué otros no, y también debe explicar los distintos grados de estabilidad de los compuestos químicos. El modo en que los electrones desempeñan sus funciones determina el tipo de enlace químico que se formará entre dos átomos.

El término de valencia ha tenido varios significados durante la evolución de las teorías del enlace químico. En la actualidad se utiliza, en general, para indicar varias cosas. Se habla de la carga de un ión como de su valencia: El calcio tiene valencia dos en el Ca2+. Otras veces se usa para indicar el número de enlaces que forma un átomo en una molécula. Los electrones de valencia son los electrones que toman parte en un enlace químico de cualquier tipo. Para los elementos representativos todos los electrones de valencia residen en la capa electrónica más externa: los electrones de valencia del carbono son los electrones 2s2 y 2p2, que residen en la capa n=2, llamada la capa de valencia para el átomo de carbono. El símbolo de Lewis es una notación conveniente tanto para mostrar los electrones de valencia que hay en los átomos como los electrones que intervienen en el enlace de los compuestos. En esta notación el símbolo del elemento representa el núcleo junto con las capas electrónicas fundamentales del átomo, que normalmente están completas. Los electrones de la capa de valencia se representan por puntos (círculos, etc) que se distribuyen alrededor del símbolo atómico de modo que los electrones apareados se representan mediante dos puntos colocados a un mismo lado del símbolo. Por ejemplo para el átomo de fósforo tenemos que su configuración es

1s2 2s2 2p6 3s2 3px1 3py1 3pz1

*P : Los puntos muestran los electrones de la capa n=3, los electrones de valencia.

Los gases nobles se encuentran en la tabla periódica al final de cada período y son los menos activos de todos los elementos. El nivel de energía más extremo del átomo de helio está completamente ocupado por dos electrones. Los niveles de energía más externos de los átomos de todos los demás gases nobles están ocupados por 8 electrones, 2 electrones tipo s y 6 electrones tipo p. Cada orbital posee 2 electrones y todos los electrones en los gases nobles están apareados.

La estabilidad química de la configuración de gas noble se demuestra por las elevadas energías de ionización de los gases nobles – es decir, la dificultad con que se arranca un electrón – y por su falta de reactividad.
Una regla que explica la formación de muchos compuestos, aunque de ningún modo la de todos los compuestos, se fundamenta en esta estabilidad de la configuración de gas noble ns2 np6.

De acuerdo con la regla del octeto, los átomos que no son gases nobles tienden a combinarse mediante ganancia, pérdida o compartición de electrones de modo que el nivel de energía más externo de cada átomo tiene o comparte cuatro pares de electrones con una configuración de gas noble.

El enlace iónico se produce al tener lugar una transferencia de electrones de un átomo a otro dando lugar a especies cargadas. La ionización, por lo tanto, es un proceso previo a la formación del enlace. Dichas especies químicas cargadas quedan unidas por interacciones de tipo electrostático. Los átomos enlazados de esta manera se caracterizan por tratarse de elementos que se encuentran en extremos opuestos de la tabla periódica y que tienen diferentes electronegatividades.

Se trata de un enlace fuerte y adireccional. Este tipo de enlace es el que predomina en el numeroso grupo de las sales. Los compuestos iónicos tienen tendencia a formar estructuras cristalinas con un empaquetamiento de iones de modo que las fuerzas atractivas sean máximas y las repulsivas mínimas.

Características de los elementos del enlace iónico

Los átomos que forman parte del enlace iónico se caracterizan por haber entre ellos una atracción de tipo electrostático. Es un enlace entre iones. Luego la ionización de los átomos es el primer paso para la formación de dicho enlace. La ionización es el proceso por el cual los átomos adquieren carga eléctrica y se convierten en iones. Puede realizarse por pérdida de electrones, o bien, por ganancia de electrones.

Formación de iones positivos

X —- Xn+ + n e- H

El proceso es reversible y se realiza con un cambio del contenido de energía del átomo (entalpía de ionización).
El proceso es endotérmico, ya que para arrancar uno o varios electrones de un átomo neutro, hasta distancia infinita, es necesario suministrar a éste cierta cantidad de energía, que se emplea en vencer las fuerzas por las que los electrones están unidos al átomo. Suele denominarse energía de ionización o potencial de ionización.

La energía necesaria para separar un sólo electrón se llama primer potencial de ionización; la que se requiere para separar el segundo electrón, se llama segundo potencial de ionización, y así sucesivamente.
Se observa una disminución del potencial de ionización en cada grupo, al aumentar el peso atómico del elemento correspondiente; la causa está en que el electrón que se separa está más alejado del núcleo del átomo y está más débilmente unido a él.

En los elementos del mismo período (con algunas excepciones), el potencial de ionización aumenta al aumentar el número atómico. En líneas generales, puede considerarse que por aumentar la carga nuclear, los electrones están más fuertemente atraídos y, por tanto, aumenta la energía necesaria para separarlos del átomo.

Se observa una variación periódica del potencial de ionización. Los átomos de potencial de ionización más alto son los de los gases inertes, y los de más bajo, los alcalinos.
También se aprecia que al aumentar el número de electrones separados, aumenta el potencial de ionización, debido a que cada vez cuesta más arrancar un electrón ak ión formado en el anterior proceso de ionización.

Por otra parte, cuando el ion adquiere la configuración de gas noble, s2 p6, se produce una discontinuidad en la variación del valor del potencial de ionización; así, esta discontinuidad se produce para el segundo electrón en el Na, para el tercero en el Mg, para el cuarto en el Al, etc. Este hecho es expresión de la alta estabilidad de la configuración electrónica de los gases inertes.

Formación de iones negativos

X + n e- —– Xn- HE

Se produce la unión de uno o varios electrones a un átomo neutro. La energía que interviene es la entalpía de ionización para la formación de iones negativos y recibe el nombre de afinidad electrónica. Dicho valor de energía corresponde generalmente a un proceso exotérmico para la unión del primer electrón, mientras que para la unión del segundo electrón requiere energía, ya que se ha de vencer la repulsión del ion monovalente y el segundo electrón.

Aunque los datos de afinidad electrónica son escasos, es de prever que en cada grupo disminuya al aumentar el peso atómico, y en cada período aumente al aumentar el número atómico, con valor máximo en los halógenos.
Una magnitud relacionada con el potencial de ionización y la afinidad electrónica es la electronegatividad.

La electronegatividad representa la propiedad del átomo en estado neutro para atraer electrones. De acuerdo con esto, un valor alto de electronegatividad supone un alto potencial de ionización y también una alta afinidad electrónica.

Mulliken estableció, como escala de electronegatividades la media del primer potencial de ionización y de la afinidad electrónica para un electrón. La definición de electronegatividad de Mullien es la más simple y más directa, pero tiene el inconveniente de que existen pocos datos de afinidad electrónica, y por ello, es aplicable a muy pocos elementos.

Pauling estableció un método semiempírico, para el cálculo de electronegatividades, basado en energías de enlace. La tabla de electronegatividades de Pauling ha sido la más frecuentemente usada.

La electronegatividad es una propiedad periódica de los elementos: aumenta en cada período al aumentar el número atómico, y disminuye en cada grupo al aumentar la masa atómica. Por tanto, con excepción de los gases inertes, los elementos más electronegativos ocupan la parte superior derecha de la tabla; y los menos electronegativos, la parte inferior izquierda.

El concepto de electronegatividad puede aplicarse también a iones. Como es evidente, la electronegatividad de un ion positivo es mayor que la del átomo neutro y aumenta al aumentar la carga del ion. Por el contrario, la electronegatividad de un ion negativo es menor que la del átomo neutro y disminuye al aumentar la carga negativa del ion.

Hay que destacar que los elementos cuya diferencia de electronegatividad es muy alta forman enlaces iónicos; los muy electronegativos forman, entre sí, enlace covalente; y los muy poco electronegativos, enlace metálico. Entre estas situaciones extremas se encuentran los estados de transición entre los diferentes tipos de enlace químico.

Estructuras cristalinas de los compuestos iónicos

El método de difracción de rayos X, aplicado a numerosos compuestos iónicos, ha puesto de manifiesto que la disposición de los iones en el cristal se ajusta a un número pequeño de modelos o tipos. Estos tipos estructurales se denominan por nombre o fórmula del compuesto más conocido, en cada caso.

Cada ión se encuentra, en el cristal, rodeado de iones de signo contrario, en posiciones que corresponden a vértices de figuras geométricas regulares del espacio. Se llama número de coordinación de un ion al número de iones de signo contrario que rodean a dicho ión en el cristal.

En compuestos binarios son de dos tipos: MX y MX2 ( M=catión , X=anión ).

TIPO ESTRUCTURAL COORDINACIÓN

MX Cloruro de Cesio CsCl 8 : 8
Cloruro de Sodio NaCl 6 : 6
Blenda (cúbica) ZnS 4 : 4
Wurtzita (hexagonal) ZnS 4 : 4

MX2 Fluorita CaF2 8 : 4
Rutilo TiO2 6 : 3
Cristobalita SiO2 4 : 2

En el CsCl (fig.1-a) cada ión está rodeado de ocho iones, en posiciones que corresponden a los vértices de un cubo. En la red tipo NaCl (fig.1-b) cada ion está rodeado de seis iones de signo contrario, en posiciones correspondientes a vértices de un octaedro regular. En la Blenda (fig.1-c), cada uno está rodeado de cuatro, en posiciones correspondientes a vértices de tetraedros regulares.

En cada caso, las posiciones de los cationes y aniones, en el cristal, son equivalentes. En la estructura de fórmula MX2, el catión tiene coordinación doble que el anión. En la red tipo CaF2 (fig.1-d) cada catión está rodeado de 8 aniones, que ocupan posiciones correspondientes a vértices de cubos; y cada anión, a 4 cationes en vértices de tetraedros regulares. En el tipo rutilo (fig.1-e) cada catión está coordinado a 6 aniones en vértices de octaedros y cada anión a 3 cationes en vértices de triángulos. En la cristobalita (fig.1-f) cada catión está coordinado con 4 aniones en vértices de tetraedros y cada anión con sólo dos cationes. La estructura de la Wurcita corresponde con la figuira 1-g.

La neutralidad electrostática del cristal exige que, en compuestos con catión y anión de igual carga, fórmula MX, el número de coordinación del catión y del anión sea el mismo; mientras que en compuestos con catión de carga doble que el anión MX2, el número de coordinación del catión sea doble que el del anión.

La difracción de rayos X proporciona información sobre la disposición relativa de los iones en el cristal y sobre las distancias entre los centros de los iones que forman la red. La de dos iones cualesquiera se puede expresar como un múltiplo del parámetro do, que es la distancia entre dos iones, de signo contrario, más próximos en el cristal, como puede observarse en la figura sigüiente referente a la estructura del NaCl.

Energía reticular

Se entiende por energía reticular U la energía que se libera cuando un mol de iones positivos y negativos pasan desde una distancia infinita a las posiciones que adoptan en el cristal. Si se consideran las fuerzas culómbicas atractivas y repulsivas, la energía será:

Uo’= ( – N A Z+ Z- e2 ) / d0 (1)

N= número de Avogadro
A= constante de Madelung

Esta constante de Madelung procede de que en el cálculo de la energía hay que considerar la suma de las energías de todas las atracciones y repulsiones entre todos los iones.
En Na Cl, por ejemplo, cada ion está rodeado de 6 iones de distinta carga a la distancia do; de 12 de distinta carga a 2 do; por 8 de carga opuesta a 3 do; por 6 de misma carga a 2 do; etc. Para cualquier otro ion el resultado es el mismo. La energía que se libera por un solo ion resulta de una serie de sumandos con un factor común Z+ Z- e2/do:

Z+ Z- e2 / do (-6 + 12 /  2 – 8 /  3 + 6/2 + … ) (2)

La constante A es el doble de los valores correspondientes a estas interacciones, el doble del término que aparece entre paréntesis. El valor de la constante de Madelung depende de la estructura cristalina.

ESTRUCTURA A

Cloruro de Cesio CsCl 1,76267
Cloruro de Sodio NaCl 1,74756
Blenda (cúbica) ZnS 1,63806
Wurtzita (hexagonal) ZnS 1,64132
Fluorita CaF2 2,51939
Rutilo TiO2 2,4080
Cristobalita SiO2 2,2197

En el tratamiento anterior solamente se consideran fuerzas atractivas y repulsivas culombianas, lo que implícitamente es admitir que los iones se comportan como esferas rígidas de radio fijo. Sin embargo, las experiencias de compresibilidad de los cristales ponen de manifiesto que entre los iones existen fuerzas repulsivas -independientes de la carga eléctrica de los iones- que varían mucho más rápidamente con la distancia que las fuerzas dependientes de la carga. Estas fuerzas repulsivas se deben a las interacciones entre las capas electrónicas de los iones.

A partir de los resultados de medidas de compresibilidad de cristales Born estableció empíricamente que la energía debida a las fuerzas repulsivas es:

U” = B / dn (3)

B es constante y n parámetro de valor próximo a 9. La energía reticular en función de la distancia sería la suma de las energías:

U = (( – N A Z+ Z- e2 ) / d ) + ( B / dn ) (4)

El primer sumando, que representa disminución de energía al disminuir la distancia d, corresponde a la fuerza atractiva resultante. El segundo sumando, que representa un rápido incremento de energía al disminuir la distancia, corresponde a la fuerza repulsiva no culombiana.

Esta energía tiene un mínimo que representa el estado de equilibrio para la distancia do. En el mínimo resulta que:

dU / dd = 0

y despejando B y sustituyendo en la ecuación de la energía reticular obtenemos:

Uo = (- N A Z+ Z- e2 / d0) ( 1 – 1/n) (5)

que es la expresión de Born para la energía reticular.

El valor de n es próximo a 9; sin embargo, es dependiente de la configuración electrónica externa de los iones, como se indica en la tabla siguiente:

CONFIGUIRACIÓN
DEL IÓN He Ne Ar Kr Xe
Cu+ Ag+ Au+

n 5 7 9 10 12

Se adopta el valor medio de los iones correspondientes a la sal.

Ciclo de Born-Haber

Mediante el ciclo de Born-Haber se pueden obtener valores de U, calculados de datos experimentales. La ley de Hess establece que la entalpía de una reacción no varía porque ésta se desarrolle en diversas etapas. Born y Haber aplicaron la ley de Hess a la entalpía de formación de los sólidos iónicos.
Por ejemplo, la formación de NaCl a partir de sus elementos:

½ Cl2(g) + Na(s) —– NaCl(s) Hf

Puede descomponerse en las siguientes etapas:

Na(s)  Na (g) HS Entalpía de sublimación
Na(g)  Na+(g)+ e- HI Entalpía de ionización
½ClgCl (g) HD Entalpía de disociación
Cl(g)+ e-Cl-(g) HE Afinidad electrónica
Cl-(g)+ Na+(g)NaCl(s) Uo Energía reticular

La variación de entalpía del proceso total es igual a la suma algebraica de las variaciones de entalpía de los procesos parciales:

Hf = HS + HI + HD + HE + Uo (6)

Se puede obtener el valor de Uo a partir de las restantes magnitudes, cuyos valores experimentales son conocidos.

-410,87= 108,39 + 495,39 + 120,92 – 348,53 – Uo

Uo = -787,02 KJ/mol

El valor obtenido a partir de la ecuación es de:

-755,21 KJ/mol.

Se aprecia una disminución en el valor de la energía reticular calculada respecto del valor obtenido del ciclo de Born-Haber. Esto indica que, además de las fuerzas consideradas, hay otras que contribuyen, aunque en menor extensión, a la unión de los iones en el cristal. Éstas son especialmente las fuerzas de Van de Waals y la participación del enlace covalente.

Razón de radios y número de coordinación

El concepto de radio carece de significado en iones aislados, porque la función de probabilidad de los orbitales atómicos tiene valor finito, incluso a distancias muy grandes y se anula en el infinito. Pero es posible fijar un recinto dentro del cual está incluida casi la totalidad de la probabilidad, por ejemplo el 0,95.

El concepto de radio iónico tiene un sentido empírico. Se aplica a iones en el cristal, con referencia a la distancia de equilibrio entre iones contiguos de carga opuesta. De manera que do = r+ + r-. Para obtener los valores de los radios iónicos es necesario dividir la distancia en dos partes, a cada una de las cuales se atribuye significado de radio del ion correspondiente en el cristal.

La distancia entre dos iones de carga contraria, más próximas en el cristal, es resultante del equilibrio de fuerzas atractivas y repulsivas que actúan en el conjunto del cristal. Por eso, el número de coordinación influye en la distancia y, por tanto, en el valor de los radios de los iones.

1.- Al aumentar el número de electrones en el mismo elemento aumenta la repulsión entre ellos y el radio aumenta (y a la inversa). Si un elemento forma varios iones positivos, el radio disminuye al aumentar la carga.

2.- Para iones de la misma carga, el radio aumenta al aumentar el número de capas electrónicas del ion. Por eso, en elementos del mismo grupo del sistema periódico, con la misma carga, el radio aumenta al aumentar la masa atómica.

3.- En iones de la misma configuración electrónica el radio disminuye al aumentar la carga nuclear.

4.- En los lantánidos, los electrones en niveles f no ejercen acción de pantalla, completa, sobre el incremento de carga nuclear, por lo que los electrones externos están sometidos a una atracción creciente del núcleo. Se produce una contracción del radio llamada contracción lantánida.

El concepto clásico de enlace iónico supone que la carga de los iones tiene la misma intensidad en todas las direcciones del espacio, por lo que cada ion tenderá a rodearse del mayor número posible de iones de signo contrario, distribuidos en forma de figuras geométricas regulares del espacio.

Con los valores de radios iónicos se puede calcular el número de iones de una determinada especie, que pueden rodear a un ion dado. El número de coordinación depende, por tanto, de la razón de radios: r+ / r-. Es fácil calcular el valor crítico de la razón de radios que corresponden a cada poliedro de coordinación.

ESTRUCTURA ESTRUCTURA r+ / r-
COORDIN. COORDIN.

CsCl 8 : 8 Fluorita 8 : 4 0,732
NaCl 6 : 6 Rutilo 6 : 3 0,732-0,414
Blenda 4 : 4 Cristobalita 4 : 2 0,414

Propiedades de los compuestos iónicos

En los compuestos iónicos, los iones se encuentran, como tales, en el cristal unidos entre sí por las fuerzas de enlace. En el cristal están presentes las propiedades individuales de los iones y las que proceden de la unión de éstos, que están implícitos en la energía reticular.

La constante de Madelung, que aparece en la ecuación (5) de la energía reticular, depende de la estructura cristalina y está determinada por la razón de radios y carga de los iones; y por otra parte, n depende de la configuración electrónica de los iones.

Luego, la energía reticular es, en último término, dependiente de las tres características de los iones: carga eléctrica, radio y configuración electrónica, las cuales están relacionadas entre sí.

Los cristales iónicos oponen mucha resistencia a las acciones que tienden a separar los iones o modificar las posiciones que ocupan en el cristal. Por esta causa poseen puntos de ebullición y fusión relativamente altos, poseen bajo coeficiente de dilatación y relativamente alta dureza. También son propiedades relacionadas con la energía reticular: su baja conductividad eléctrica en estado sólido y alta en estado fundido, y la solubilidad.

Punto de fusión y ebullición

En el fundido de un compuesto iónico los iones están fuertemente asociados. La temperatura necesaria para que los iones puedan abandonar las posiciones del cristal y alcanzar la movilidad característica del fundido, es alta y aumenta al aumentar la energía reticular. En un conjunto de compuestos con iones de la misma carga, el punto de fusión disminuye al aumentar do. Y al aumentar la carga de los iones, la energía reticular también aumenta.

Calor de vaporización

A temperaturas del orden de 2.000ºC los haluros alcalinos se encuentran formando, no iones independientes, sino moléculas iónicas diatómicas. El calor de vaporización será, teniendo esto en cuenta, igual a la energía reticular menos la energía que se libera en la formación de pares de iones – a partir de los iones independientes -, a la distancia interatómica existente en el vapor. Los valores calculados de este modo, son concordantes con los datos experimentales. Y se observa como era de esperar una variación paralela de la energía reticular y el calor de vaporización.

Dilatación térmica

La interacción entre iones es muy fuerte y por lo tanto el coeficiente de dilatación de los compuestos iónicos es bajo y disminuye al aumentar la energía reticular. Es una circunstancia favorable, desde el punto de vista práctico, que los materiales refractarios – por su alta energía reticular – tengan, además, por la misma causa, bajo coeficiente de dilatación.

Dureza

Al aumentar la energía reticular aumenta, como era de esperar, la resistencia de los cristales a ser rayados.

Conductividad eléctrica

Por lo general, los cristales iónicos son aisladores, ya que los iones están fijos en las posiciones reticulares. Sin embargo, compuestos con enlace iónico, pueden ser conductores en estado sólido porque hayan emigrado los cationes bajo la acción de un campo eléctrico, o por el fenómeno de semiconductividad o por interacciones de carácter metálico como ocurre con algunos óxidos de metales de transición. En estado fundido, son conductores, ya que los iones pueden desplazarse y emigrar a los electrodos. Los electrólisis de sales y de óxidos fundidos se utiliza para la obtención de algunos metales, en escala industrial.

Solubilidad

Uno de los factores que influyen en la solubilidad de los compuestos iónicos es que exista fuerte asociación entre los iones y las moléculas del disolvente. Por eso no son solubles en disolventes no polares; en cambio sí lo son, en general, en disolventes polares, de alta constante dieléctrica, como el agua.

Calor de formación de los compuestos iónicos

La ecuación obtenida mediante el ciclo de Born-Haber, relaciona la energía reticular con la entalpía de formación de los compuestos iónicos. A partir de ella es posible calcular esta magnitud utilizando los valores de las restantes magnitudes y el valor de la energía reticular calculado. Este método se puede aplicar para calcular el calor de formación de compuestos hipotéticos, la valencia más estable de los metales en compuestos iónicos y la naturaleza del enlace.

Participación del enlace covalente en el enlace iónico

Los tipos de enlace químico son, más bien, situaciones límites, entre las que existen situaciones intermedias. Estos estados intermedios son frecuentes entre los enlaces iónico y covalente. Cuando el enlace iónico es predominante, puede estudiarse la participación del enlace covalente, considerándola como modificaciones en las características de aquel.
La participación del enlace covalente en compuestos predominantemente iónicos, tiene influencia en la energía reticular y en las características estructurales.

Una condición fundamental del enlace iónico es que la carga eléctrica de los iones posea distribución esférica. La distribución esférica de carga se da cuando el punto donde radica la carga negativa de la envolvente electrónica del ion coincide con el punto donde radica la carga positiva.

En presencia de un campo eléctrico de intensidad E, se produce un desplazamiento de las cargas del ion: la envolvente electrónica se desplaza hacia el polo positivo y el núcleo hacia el negativo del campo externo. Ese desplazamiento origina un momento dipolar µ, cuyo valor es proporcional a la intensidad del campo:

µ =  • E (7)

La constante de propocionalidad  – que es el valor del momento dipolar en campo unidad – es una propiedad del ion, que recibe el nombre de polarizabilidad. La polarización del ion consiste en que los puntos donde radican las cargas positiva y negativa, se desplazan una distancia  . La carga del ion, deja de tener, por tanto, distribución esférica; es más intensa en determinada dirección y menos en la opuesta.

El momento dipolar que esto representa es debido tanto a la deformación de la envolvente electrónica como al desplazamiento del núcleo. A la capacidad de un ion, de modificar la distribución de cargas de otro, se llama capacidad de polarización.

En conjunto, los aniones poseen menor capacidad de polarización que los cationes. La capacidad de polarización de los cationes es mayor cuanto mayor es la carga y menor el radio. La polarizabilidad de los aniones aumenta al aumentar la carga y el radio.
El desplazamiento de la envolvente electrónica del anión hacia el catión, por la capacidad polarizante de éste, representa un carácter parcialmente covalente del enlace.
Debido a esto, se produce una variación de la energía reticular del cristal, respecto al valor calculado.

El efecto de polarización en la estructura se manifiesta en una disminución del número de coordinación respecto al previsto por la razón de radios. De este modo, el radio de un ion de Cu+ es 0,96 Å, prácticamente igual al del Na+ , 0,95 Å. Sin embargo, la estructura de los haluros cuprosos no es de tipo NaCl, sino la de tipo blenda, con número de coordinación menor. Cuando la polarización es más intensa, las estructuras cristalinas dejan de ser tridimensionales: se forman redes en capas, en cadenas y, si el enlace es predominantemente covalente, se forman moléculas. Por tanto, las estructuras polarizadas son, al aumentar la polarización:

TRIDIMENSIONALES  LAMINARES  EN CADENAS  MOLÉCULAS

Enlace iónico

Fuente: Britannica

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