Este documento describe la energía reticular (Hu) en compuestos iónicos. La Hu es la energía liberada cuando se forma un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Se calcula aplicando la ley de Hess al ciclo de Born-Haber. La Hu del NaCl es -786.8 kJ/mol. También se discute la electronegatividad y su relación con el tipo de enlace, así como las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes.

1. Energía de red (reticular) en los
compuestos iónicos ( Hu o U)
 Es la cantidad de energía desprendida en la
formación
de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus
iones en estado gaseoso.
 Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la Er corresponde a
la reacción:
Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hu < 0)
 Es difícil de calcular
por lo que se recurre a métodos
indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce
como ciclo de Born y Haber.

2. Ciclo de Born-Haber
La reacción global de formación de NaCl es:
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) ( Hf = –411,1 kJ)
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
Na (s) Na (g) ( Hsubl = +107,8 kJ)
½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121,3 kJ)
Cl (g) Cl– (g) (ΔHAE = –348,8 kJ)
Na (g) Na+ (g) (ΔHEI = +495,4 kJ)
Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hu = ?)
Hu = Hf – ( Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)
Hu = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) =
–786’8 kJ

3. electronegatividad
H Elemento más
2.1 electronegativo
Li Be B C N O F
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg Al Si P S Cl
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 1.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Ac Th Pa U Np – Lw
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.3
Elemento menos electronegativo

4. electronegatividad
Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en
un enlace.
Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se
puede formar entre átomos de diferentes elementos

5. electronegatividad
determina
El tipo de enlace
que
Átomos iguales puede darse entre Átomos diferentes
En los cuales En los cuales
La diferencia de E.N. La diferencia de E.N.
Cero Diferente de cero
y el enlace es y el enlace puede ser
Covalente puro o no polar covalente polar iónico
ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N.
H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,7 mayor que 1,7

6. COMPUESTOS IÓNICOS COMPUESTOS COVALENTES
1. Son sólidos con punto de 1. Son gases, líquidos o
fusión altos (por lo general, > sólidos con punto de fusión bajos
400ºC) (por lo general, < 300ºC)
2.Muchos son solubles en 2.Muchos de ellos son insolubles
disolventes polares, como el agua.. en disolventes polares.
3.La mayoría es insoluble en 3.La mayoría es soluble en
disolventes no polares, como el disolventes no polares, como el
hexano C6H14. hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos 4. Los compuestos líquidos o
conducen bien la electricidad fundidos no conducen la
porque contienen partículas móviles electricidad.
con carga (iones) 5.Las soluciones acuosas suelen ser
5.Las soluciones acuosas conducen malas conductoras de la electricidad
bien la electricidad porque porque no contienen partículas con
contienen partículas móviles con carga.
carga (iones).

7. Enlace covalente:
Cuando un átomo no tiene 8 electrones en su última capa los puede obtener
compartiendo con otro. Se da un enlace covalente.
El enlace covalente se debe a la compartición de electrones, que experimentan
simultaneamenteatracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos o
más átomos, la cual rebaja la energía y hace, por consiguiente, que el sistema
resultante sea más estable que los átomos por separado.
Toda teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos fundamentales
del mismo:
* Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el número
total de átomos de ésta.
* La geometría de la molécula.
* La energía de la molécula.

8. Representaciones de Lewis
 Se dibujan solo los electrones de valencia
 Los electrones se representan por puntos o aspas (cruces)
 Se debe procurar que se encuentren en parejas (pares
electrónicos)
 El número de pares por los que se opte debe ser
compatible con la valencia
 Se disponen alrededor del átomo según la TRPEV

9. Regla del Octeto
 1. Contar todos los electrones de valencia que cada átomo aporta a la
molécula.
 2. Si la especie es iónica se quitan o ponen los correspondientes.
 3. Se distribuyen los electrones restantes en pares.
 4. Si se precisan enlaces múltiples estos se asignan a los elementos de
mayor valencia.
 5. El Hidrogeno y el oxigeno ocupan la posición terminal no central.

10. Estructuras de Lewis: ejemplos
 Para escribir una estructura de Lewis se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
 Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos
químicos. El átomo menos Electronegativo en el centro. H y F
ocupan siempre posiciones terminales
O C O
 Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia
C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4
O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12
número total de e- = 16
8 pares de electrones

11. Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo CO2
 Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos.
Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
Hemos colocado
O C O todos los
electrones (8 pares)
y el C no tiene
completo su octeto
 Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el
octeto del átomo central:
Estructura de Lewis
O C O del CO2

12. Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo- amoniaco NH3
Paso 1- Paso 2-
H N H N: [He]2s22p3 5 e- del Nitrógeno
H: 1s1 3 e- de los Hidrógenos
H número total de e- 8 e- 4 pares de e-
 Paso 3-
N completa su octeto
H N H H tiene su capa completa
con 2 electrones
H

13.  Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares
libres (no enlace)

Tipos de enlace:
 Sencillo (1 par de d electrones) H2
 Doble (2 pares de electrones) O2
 Triple (3 pares de electrones) N2
F + F F F Pares libres
Par enlace
• Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de Lewis
de los elementos participantes:
Cl + Cl Cl Cl
• Cada par de electrones de enlace se puede reemplazar por una línea:
H
H O H N H
Cl Cl H F H C H
H H
H

14. CARGA FORMAL
 La carga formal es un medio para contabilizar
los electrones de valencia.
 Para determinar la carga formal en cualquier
átomo de una molécula o ion, se asigna electrones
al átomo en la forma siguiente:
 Determinar electrones enlazantes, se dividen por
igual entre los átomos que forman los enlaces.
 Determinar los electrones no enlazantes y
asignarlos al átomo al cual pertenecen.

15. Carga formal

16. Calcular la carga formal de cada
una de las siguientes moleculas

18. ENLACE COVALENTE
COORDINADO
 Un enlace covalente coordinado es un
enlace formado cuando ambos electrones del
enlace son donados por uno de los átomos.
 Consiste en la compartición de un par de
electrones, proveniente del mismo átomo.
Ejemplo: O
H O S O H
O

19. • Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S,
formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par
de electrones al O.
O O S O

20. GEOMETRIA MOLECULAR
• La geometría molecular de una molécula es
la disposición de los átomos en el espacio.
•El tamaño,y la forma (geometría) de una
molécula permiten predecir la polaridad de la
molécula y por lo tanto sus propiedades
físicas y químicas.
• La forma global de una molécula está
determinada por sus ángulos de enlace, que
son los ángulos formados por las líneas que
unen los núcleos de los átomos de la
molécula.

21. Teoría de RPENV
• La disposición gemétrica de los átomos en
moléculas y iones puede predecirse por
medio de la teoría de repulsión del par
electrónico del nivel de valencia (RPENV).
• Los pasos para predecir geometrías
moleculares con el modelo RPENV son:
1.-Dibujar la estructura de Lewis
2.-Contar el número total de pares de
electrones que rodean al átomo central y
acomodarlos de modo tal que se minimicen

22. Molécula Estructura Enlaces Pares Geometría
de Lewis solitarios molecular
BeCl2
2 0 lineal
AB2
BF3
3 0 triangular plana
AB3
CH4
4 0 Tetraédrica
AB4
PCl5
5 0 bipirámide trigonal
AB5
SF6 6 0 octaédrica
AB6
SnCl2 2 1 Angular
NH3 3 1 pirámide trigonal

28. POLARIDAD DE LAS
MOLECULAS
• La geometría de una molécula y la polaridad
de sus enlaces determinan juntas la
distribución de las densidades de cargas en las
moléculas.
• Un extremo de una molécula polar tiene una
densidad de carga negativa y el otro una
positiva. Las moléculas no polares carecen de
tal polaridad.
H--- F

29. • La polaridad de una molécula la indicamos por su momento
dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El
momento dipolar, se define como el producto de la carga Q y
la distancia r entre las cargas:
µ= Q x r
Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo
que siempre es positiva. Los momentos de Peter Debye dipolo
generalmente se expresan en unidades Debye (D), así
denominadas en honor.
• Moléculas polares
• Uno o más átomos terminales diferentes de los otros, o
• Los átomos terminales no están dispuestos simétricamente.

30. • ejemplo, los momentos dipolares de CF4 (m = 0 D) y CF3H (m = 1.60 D).
Ambos tienen la misma forma molecular con sus átomos dispuestos
tetraédricamente alrededor de un átomo de carbono central. Todos los
átomos de flúor terminales son iguales en el CF4, así que tienen las mismas
cargas parciales. En cambio, los átomos terminales del CF3H no son todos
iguales; el F es más electronegativo que el H, lo que hace que el dipolo del
enlace C¾F tenga una carga negativa parcial más grande que el de C¾H. Por
consiguiente, el CF4 es una molécula no polar y el CF3H es polar.

32. Diamante Grafito

33. Solidos Cristalinos
• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan
regularmente en el espacio de la manera más
compacta posible.
• Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando
lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres
direcciones del espacio.
• La geometría viene condicionada por el tamaño
relativo de los iones y por la neutralidad global del
cristal.
• Índice de coordinación:
• Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion
dado”.
• Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su
índice de coordinación.

34. • Las redes de Bravais sirven para especificar la forma en
• que átomos o grupos de ellos (llamados bases), se ordenan
• periódicamente en el espacio.
• Según la distribuición espacial de los átomos, moléculas o
iones, los materiales sólidos pueden ser clasificados en:
• ������Cristalinos: compuestos por átomos, moléculas o iones
organizados de una forma periódica entres dimensiones. Las
posiciones ocupadas siguen una ordenación que se repite para
grandes distancias atómicas (de largo alcance).
• ������Amorfos: compuestos por átomos, moléculas o iones que
no presentan una ordenación de largo alcance. Pueden
presentar ordenación de corto alcance.

35. • Conceptos sobre materiales cristalinos:
• ������Estructuracristalina. Es la forma geométrica como átomos,
moléculas o iones se encuentran espacialmente ordenados.
• ������Átomos o iones son representados como esferas de diametro fijo.
• ������Reticulado: Arreglo tridimensional de puntos en el que cada
punto tiene los mismos vecinos.
• ������Celda unitaria: Es el menor grupo de átomos representativo de
una determinada estructura cristalina.
• ������Número de Coordinación :el numero de átomos que tocan a otro
en particular, es decir el numero de vecinos mas cercanos, indica
que tan estrechamente están empaquetados los átomos.
• ������Parámetro de Red :Longitudes de los lados de las celdas unitarias
y los ángulos entre estos lados.

36. • NaCl (cúbica centrada en las caras para
ambos iones)
• Índice de coord. para ambos iones = 6
• CsCl (cúbica para ambos iones)
• Índice de coord. para ambos iones = 8
• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el
Ca2+ y tetraédrica para el F– )
• Índice de coord. para el F– = 4
• Índice de coord. para el Ca2+ = 8
F Ca2+

37. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica simple (sc)
• Ejemplos : α-Po, Hg

38. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica simple (sc)
Cúbica simple
Nº de coordinación:6
Átomos por celda: 8 vértices*1/8 =1
Relación entre la longitud de arista y el
radio del átomo: 2r = a
Eficacia del empaquetamiento: 52%
r Vocupado 4 3 r3 4 3 r3
0.52
Vcelda a3 ( 2r ) 3 6
a

39. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc)
• Ejemplos: Fe, Cr, Mo, W, Ta, Ba

40. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc)
Cúbica centrada en el cuerpo
Nº de coordinación:8
Cúbica centrada en el cuerpo
Átomos por celda: 8 aristas*1/8 + 1centro =2
Relaciónde coordinación:8 arista y el radio del átomo:
Nº entre la longitud de
c b
3a
Átomos por celda: 8 aristas*1/8 + 1centro =2
c r
4
Relación entre la longitud de arista y el radio del átom
c b Eficacia del empaquetamiento: 68%
3a
r
Vocupado 2 4 3 r3 2 4 3 r3 3
2 2 2 4
b =a +a b 0.68
c2=a2+b2=3a2 Vcelda a 3empaquetamiento: 68%
Eficacia del ( 4r )3 8
a 3
c= 4r =(3a2)1/2
2 2 2 2 4 3 r3
Vocupado 2 4 3 r3 3
b =a +a
Cúbica centrada en el cuerpo (BCC): Fe, Cr,V W, Ta, Ba. 3
Mo,
0.68
2 2 2
c =a +b =3a 2
celda a ( 4r )3 8
3
c= 4r =(3a2)1/2

41. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en las caras (fcc) (Empaquetamiento compacto ABC)

42. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en las caras (fcc)
• Ejemplos: NaCl

43. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda cúbica centrada en las caras (fcc)
4r
a

44. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda hexagonal compacta (hc) (Empaquetamiento compacto ABA)

45. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda hexagonal compacta (hc)
• Ejemplos: Be, Mg, Zn, Cd, Ti

46. SÓLIDOS CRISTALINOS
• Celda hexagonal compacta (hc)
Hexagonal (h.c.):
Hexagonal (h.c.):
Nº de coordinación:12
Nº de coordinación:12
Átomos por celda: 2
Átomos por celda: 2
c
c Para el hexágono (3celdas):
Para el hexágono (3celdas):
12 vérticesx1/6 +2 carasx1/2 +3centro=6átomos
12 vérticesx1/6 +2 carasx1/2 +3centro=6átomos
Eficacia del empaquetamiento: 74%
Eficacia del empaquetamiento: 74%
Parámetros: a = ancho del hexágono
Parámetros: a = ancho del hexágono
a c= altura; distancia entre dos planos
a c= altura; distancia entre dos planos
razon axial c/a para esferas en contacto=1.633
Be c/a = 1.58
razon axial c/a para esferas en contacto=1.633
Cd c/a = 1.88
Be c/a = 1.58

47. ENLACE METALICO
• Los átomos de los metales se unen mediante el denominado
enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen
pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por
toda la red de iones positivos

48. • Lo forman los metales y es un enlace
bastante fuerte.
• Se comparten los e de valencia
colectivamente.
• Una nube electrónica rodea a todo el
conjunto de iones positivos, empaquetados
ordenadamente, formando una estructura
cristalina de alto índice de coordinación.
• Existen dos modelos que lo explican:
• Modelo del mar de electrones:
• Modelo de bandas:

49. ENLACE METALICO
• Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace
metálico son:
1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder
electrones.
2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con
facilidad

50. ENLACE METALICO
• Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos
estados energéticos principales:
1. Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la
energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior.
.

51. ENLACE METALICO
2. La banda de conducción.
En este modelo, la red metálica está formada por iones positivos
fijos. Los electrones de valencia de estos cationes no
pertenecen a ningún átomo y son los responsables de la
conducción eléctrica y calórica.

52. ATRACCIONES
MOLECULARES
Se refieren a las interacciones entre partículas
individuales (átomos, moléculas o iones)
constituyentes de una sustancia.
Estas fuerzas son bastante débiles en relación a
las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces
covalentes y iónicos que puede presentar el
compuesto.

53. UNIONES
INTERMOLECULARE
S
INTERACCION DIPOLO - DIPOLO
PUENTES DE HIDRÓGENO
FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON

54. H2O H2 + O2
H=920 KJ
H2O (l) H2O (g)
H=40.7 KJ

55. INTERACCIONES DEL TIPO ION -
ION de atracción entre dos iones con cargas opuestas es
• La energía
directamente proporcional a sus cargas, e inversamente
proporcional a la distancia de separación.
Ley de Coulomb
E = -k Z Li+ . Z F-
r

56. INTERACCIONES DEL TIPO ION -
ION
• A temperaturas suficientemente altas los sólidos iónicos se funden,
a medida que la cantidad de energía que se les entrega es capaz de
vencer la energía asociada a la atracción de iones con cargas
opuestas.
• El producto de las cargas: Z+ * Z-, aumenta a medida que las cargas
de los iones aumentan

57. INTERACCIONES DEL TIPO
DIPOLO - DIPOLO
• Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de
tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la
carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la
carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo -
dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.

58. INTERACCIONES
DIPOLO - DIPOLO
Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido
a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula
frente al polo negativo de la otra, y viceversa.
Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto
influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las
sustancias

59. INTERACCIONES DEL TIPO
DIPOLO - DIPOLO
• La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son
aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces.
• Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo -
dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores)
que los compuestos iónicos.

60. INTERACCIONES
DIPOLO - DIPOLO
+ - + -
I ---- Cl . . . . I ---- Cl
+ - + -
Br ---- F . . . . Br ---- F

61. FUERZAS DE DISPERSION
DE LONDON
Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada,
pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente
en bajas temperaturas
En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su
licuefacción.

62. FUERZAS DE DISPERSION
DE LONDON
Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las
nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos
inducidos momentáneos.
Como la nube electrónica es móvil, por
fracciones de segundo se distorsionan y dan
lugar a pequeños dipolos que son atraídos o
repelidos por los pequeños dipolos de las
moléculas vecinas.

63. FUERZAS DE DISPERSION
DE LONDON
Las fuerzas de London hacen referencia a
moléculas no polares, cómo:
CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3
También se les llama fuerzas de corto alcance,
pues solo se manifiestan cuando las moléculas
están muy cerca unas de otras.

64. EL ENLACE DE HIDROGENO
Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se
encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o
enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO.
Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza
con átomos de alta electronegatividad, fluor, oxígeno y
nitrógeno.

65. EL ENLACE DE HIDROGENO
Puentes de hidrógeno
F- . . . . H+ F-
H+ F- . . . . H+
n

66. EL ENLACE DE HIDROGENO
hielo agua