El documento describe varias teorías sobre la naturaleza de los enlaces químicos, incluyendo la teoría del enlace de valencia, la teoría de orbitales moleculares, y la hibridación de orbitales atómicos. La teoría del enlace de valencia explica la formación de enlaces basándose en la valencia de los átomos y la tendencia a formar pares de electrones, mientras que la teoría de orbitales moleculares considera los enlaces como resultado de la combinación de orbitales atómicos. La hib

1. TEORÍAS DE ENLACE DE VALENCIA
En química, la teoría del enlace de valencia explica la naturaleza de un enlace químico en
una molécula, en términos de las valencias atómicas.1 La teoría del enlace de valencia
resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de
electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la
regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con la
teoría del orbital molecular.Una estructura de enlace de valencia es similar a una
estructura de Lewis, sin embargo, pueden escribirse varias estructuras de enlace de
valencia donde no puede escribirse sólo una estructura de Lewis. Cada una de estas
estructuras de EV representa a una estructura de Lewis específica. La combinación de las
estructuras de enlace de valencia es el punto principal de la teoría de resonancia. La teoría
del enlace de valencia considera que el solapamiento de orbitales atómicos de los átomos
participantes forma un enlace químico. Debido al traslape, es más probable que los
electrones estén en la región del enlace. La teoría del enlace de valencia considera a los
enlaces como orbitales débilmente apareados (traslape pequeño). Típicamente, la teoría
del enlace de valencia es más fácil de emplear en moléculas en el estado basal.La teoría
del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales moleculares. La teoría de
orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas (diamagnetismo y
paramagnetismo) de una forma más directa, aunque la teoría de enlace de valencia en
una forma complicada genera los mismos resultados. La teoría del enlace de valencia ve
las propiedades de aromaticidad en las moléculas que la presentan como debidas a la
resonancia entre las estructuras de Kekulé, Dewar y posiblemente iónicas, mientras que la
teoría de orbitales moleculares las ve como la deslocalización de los electrones π. Las
matemáticas subyacentes también son algo más complicadas, limitando el tratamiento
por medio de la teoría de enlace de valencia a moléculas relativamente pequeñas. Por
otra parte, la teoría del enlace de valencia provee una descripción más fácil de visualizar
de la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman
enlaces durante el curso de una reacción química. En particular, la teoría del enlace de
valencia predice correctamente la disociación de moléculas diatómicashomonucleares en
átomos separados, mientras que la teoría de orbitales moleculares en su forma simple
predice la disociación en una mezcla de átomos y iones.Un aspecto importante de la
teoría del enlace de valencia es la condición de máximo traslape que conduce a la
formación de los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se usa para explicar la
formación de enlaces covalentes en muchas moléculas.

2. Hibridación y geometría molecular
En química se habla de hibridación cuando en un átomo se mezcla varios orbitales
atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma
en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del
enlace de valencia y justifican la geometría de las moléculas.
Hibridación sp2
Configuración de los orbitales sp².
Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales híbridos, que
se disponen en un plano formando ángulos de 120º.Los átomos que forman hibridaciones
sp2 pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su
molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y
los enlaces dobles están compuestos por un enlace de sigma y un enlace de pi ( ). Las
reglas de ubicación de loselectrones en estos casos, como el alquenos de etileno obligan a
una hibridación distinta llamada sp2, en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla sólo
con dos de los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales p; por
consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp2, cada orbital nuevo produce enlaces
covalentes
Geometría de la molécula del agua.
La geometría molecular o estructura molecular se refiere a la
disposición tridimensional de los átomos que constituyen una
molécula. Determina muchas de las propiedades de las
moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color,
magnetismo, actividad bilógica, etc. Actualmente, el principal
modelo de geometría molecular es la Teoría de Repulsión de
Pares de Electrones de Valencia empleada internacionalmente
por su gran predictibilidad.

3. Teoria del Orbital molecular
Los orbitales moleculares son (funciones matemáticas) que describen el comportamiento
ondulatorio que pueden tener los electrones en las moléculas. Estas funciones pueden
usarse para calcular propiedades químicas y físicas tales como la probabilidad de
encontrar un electrón en una región del espacio. El término orbital fue utilizado por
primera vez en inglés por Robert S. Mulliken en 1925 como una traducción de la palabra
alemana utilizada por Erwin Schrödinger, 'Eigenfunktion'.
Configuración electrónica.
Los orbitales moleculares se utilizan para especificar la configuración electrónica de las
moléculas, que permite describir el estado electrónico del sistema molecular como un
producto anti simetrizado de los espín-orbitales. Para ello se suelen representar los
orbitales moleculares como una combinación lineal de orbitales atómicos (también
denominado LCAO-MO). Una aplicación importante es utilizar orbitales moleculares
aproximados como un modelo simple para describir el enlace en las moléculas. Obtención
cualitativa de orbitales moleculares.
Algunas reglas sencillas que permiten obtener cualitativamente los orbitales
moleculares son:
El número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos incluidos en
la expansión lineal.Los orbitales atómicos se mezclan más (es decir, contribuyen más a los
mismos orbitales moleculares) si tienen energías similares. Esto ocurre en el caso de
moléculas diatómicashomonucleares como el O2. Sin embargo en el caso de que se unan
diferentes núcleos la desigual carga (y por tanto la carga efectiva y la electronegatividad)
hacen que el orbital molecular se deforme. De esta manera los dos orbitales 1s del
hidrógeno se solapan al 50% contribuyendo por igual a la formación de los dos orbitales
moleculares, mientras que en el enlace H-O el oxígeno tiene un coeficiente de
participación mayor y el orbital molecular se parecerá más al orbital atómico del oxígeno
(según la descripción matemática de la función de onda). Los orbitales atómicos sólo se
mezclan si lo permiten las reglas de simetría: los orbitales que se transforman de acuerdo
con diferentes representaciones irreducibles del grupo de simetría no se mezclan.
Tipos de orbitales moleculares
Al enlazar dos átomos, los orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares.
Enlazantes: Contribuyen al enlace de tal forma que los núcleos positivos vencen las
fuerzas electrostáticas de repulsión gracias a la atracción que ejerce la nube electrónica de
carga negativa que hay entre ellos hasta una distancia dada que se conoce como longitud
de enlace.
Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión.
Los tipos de orbitales moleculares son:

4. Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces
"sencillos" con grado de deslocalización muy pequeño. Orbitales con geometría cilíndrica
alrededor del eje de enlace.
Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos perpendiculares al eje de
enlace. Electrones fuertemente des localizados que interaccionan fácilmente con el
entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y debajo del plano de enlace.
Orbitales σ* Antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía) de los enlazantes.
Orbitales π* Antienlazantes: Orbitales π de alta energía.
Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como el N o el O, por ejemplo). Los
electrones desapareados no participan en el enlace y ocupan este orbital.
Los orbitales moleculares se "llenan" de electrones al igual que lo hacen los orbitales
atómicos:
Por orden creciente del nivel de energía: Se llenan antes los orbitales enlazantes que los
Antienlazantes, siguiendo entre estos un orden creciente de energía. La molécula tenderá
a rellenar los orbitales de tal modo que la situación energética sea favorable.
Siguiendo el principio de exclusión de Pauli: Cuando se forman los orbitales moleculares
estos podrán albergar como máximo dos electrones, teniendo estos espines distintos.
Aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund: Los orbitales moleculares
degenerados (con el mismo nivel de energía) tienden a repartir los electrones
desapareándolos al máximo (espines paralelos). Esto sucede para conseguir orbitales
semillenos que son más estables que una subcapa llena y otra vacía debido a las intensas
fuerzas repulsivas entre los electrones. Gracias a ello podemos dar explicaciones a
propiedades de ciertas moléculas como el paramagnetismo del oxígeno molecular (el
orbital más externo de la molécula tiene electrones desapareados que interaccionan con
un campo magnético)
Según estas reglas se van completando los orbitales. Una molécula será estable si sus
electrones se encuentran de forma mayoritaria en orbitales enlazantes y será inestable si
se encuentran en orbitales Antienlazantes:
Al combinar dos orbitales 1s del hidrógeno se obtienen dos orbitales moleculares sigma,
uno enlazantes (de menor energía) y otro Antienlazantes (de mayor energía). Los dos
electrones de valencia se colocan con espines anti paralelos en el orbital σ y el orbital σ*
queda vacío: la molécula es estable.
Al combinar dos orbitales 1s de helio se forman dos orbitales moleculares sigma y los
cuatro electrones llenan todos los orbitales. Sin embargo los orbitales Antienlazantes
fuerzan a la molécula a disociarse y se vuelve inestable, por ello no existe molécula de
He2.

5. Enlace iónico
Se define conjunto de interacciones que mantienen unidos entre sí los átomos y/o
moléculas. Los átomos tienen tendencia a adquirir la configuración electrónica de un gas
noble, los electrones en estos elementos es más estable. Los elementos de transición
tienen orbitales, por tanto necesitarían diez electrones para completarse y por ello estos
elementos adquieren gran estabilidad con los orbitales Enlaces interatómicos ó
intermoleculares: tipo de enlaces, se unen entre sí conjuntos de átomos para dar lugar a
moléculas ó estructuras superiores a los átomos. Este tipo de enlace incluye el iónico,
el covalente y el metálico.
Fuerzas intermoleculares: unen a las moléculas de una misma sustancia. Son más débiles
que los anteriores. IncluyenFuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno.El enlace
iónico se da entre átomos con electronegatividades muy diferentes. Tiene lugar una
transferencia de electrones desde el elemento menor electronegativo al más
electronegativo, formándose iones respectivos, que se unirán por fuerzas electrostáticas.
El enlace iónico se produce entre metales alcalinos y alcalino-térreos con halógenos y
elementos del grupo del oxígeno para dar lugar a sólidos de punto de fusión elevados, que
fundidos ó en disolución conducen la electricidad.Un aspecto importante dentro de los
enlaces químicos iónicos es el de las fuerzas repulsivas eléctricas, mantienen la estructura
con el índice de ordenación indicado debido a la fuerza de Coulomb, muy intensas,para
fundir un cristal iónico se hace necesario deshacer la red cristalina, es decir separar los
iones.El rompimiento de enlaces de este tipo implica un aporte de energía térmica, el cual
ha de ser igual a la energía reticular. De esta observación se desprende una consecuencia
directa, entre mayor es la energía reticular mayor es el punto de fusión. Las fuerzas que
aparecen cuando las distancias son reticulares o inferiores a estas, hacen que debido a las
fuerzas repulsivas intensas los cristales iónicos sean poco comprensibles. Cuando los
compuestos iónicos son fundidos los iones, partículas cargadas móviles, conducen bien la
electricidad, algo que podríamos observar en las disoluciones acuosas. Dentro de las
características más importantes de los compuestos iónicos se encuentran el hecho de
altos puntos de fusión, generalmente, mayor a 400°C, gran cantidad de estos compuestos
son solubles en disolventes polares como el agua, por el contrario, la mayoría es insoluble
en disolvente no polares como el hexano. Las disoluciones acuosas conducen bien la
electricidad porLa energía reticular: es la energía desprendida en la formación de un mol
de compuesto iónico sólido a partir de los iones en estado gaseosos.

6. Formacion y Propiedades de los compuestosiónicos
Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las
fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace
que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En
efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El
aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al
de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de
compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto
hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto
más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.Por otra parte, la aparición de fuerzas
repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la
distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace
que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si
bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que
no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las
negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor
absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se
caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la
distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.Cuando un
compuesto iónico se introduce en un disolvente polar como el agua, los iones de la
superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares,
que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este
proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca
al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de
moléculas de disolvente: queda solvatado. Las
moléculas de disolvente alrededor de los iones se
comportan como capas protectoras que impiden la
reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en
general, los compuestos iónicos sean solubles en
disolventes polares, aunque dependiendo siempre la
solubilidad del valor de la energía reticular y del
momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto
como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el
agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con
alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

7. Redes cristalinas
La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a
su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios.Los
sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica
que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse
libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuidas
desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales. Los
cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros llama sistemas
cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los centros de
las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el
nombre de celdilla unidad.Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado
índice de coordinación que podemos definir como el número de iones de un signo que
rodean a un ion de signo opuesto. Podrán existir, según los casos, índices diferentes para
el catión y para el anión.El índice de coordinación, así como el tipo de estructura
geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores:
Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a
que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida en espacio de la red.
Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga laelectro
neutralidad del cristal.
Volviendo al ejemplo anterior del cloruro de sodio vemos que la relación de cargas anión-
catión es 1:1, observándose además que el ion Cl- podría rodearse de 12 iones Na+ puesto
que la relación de tamaños así lo permite. Pero como alrededor de cada ion Na+ sólo
caben 6 iones Cl-, este valor mínimo será el que limite el número de iones de un signo que
rodearán a uno del otro (I.C. = 6).
Así, se formará una estructura de red cúbica centrada
en las caras cuya fórmula debiera ser NanCln, y que por
simplicidad se escribe NaCl.Otro ejemplo podría ser la
red del cloruro de cesio. Su relación de cargas es
también 1:1 y su índice de coordinación es 8, puesto
que estos iones son de tamaño más parecido y, por
tanto, cada uno permite ser rodeado por ocho iones de
signo opuesto, con lo que se formará una red cúbica
centrada en el cuerpo cuya fórmula proporcional sería
CsnCln, que este quilométricamente formularemos
como CsCl.El número de iones existentes en la red
cristalina es indefinido, de manera que la fórmula con

8. que caracterizamos una sustancia iónica sólo indica la cantidad relativa (proporción) de
iones de uno u otro signo que deben existir en el cristal para mantener la neutralidad
eléctrica.Podemos agrupar la mayor parte de los compuestos iónicos en una serie de
estructuras:
Energía reticularCuando realizábamos el balance energético del proceso de formación del
enlace iónico nos referimos a la energía reticular U que podemos analizar ahora
detenidamente. La
Índice de definiremos como la
Red Compuesto
coordinación energía que se
desprende al formar
Cúbica centrada un mol
8 CsCl, CsBr, Csl de cristal iónico a
en el cuerpo
partir de sus iones
componentes en
Cúbica centrada estado gaseoso. Un
6 NaCl, NaBr, Nal, MgO, CaO
en las caras cristal iónico será,
por tanto, más
estable cuanto
Tetraédrica 4 ZnS, BeO, BeS mayor sea su energía
reticular.
Catión = 8 El cálculo de dicha
Tipo fluorita CaF2, SrF2, BaCl2 energía reticular se
Anión = 4 puede hacer con
ayuda de la fórmula
Catión = 6
siguiente:
Tipo rutilo TiO2, SnO2, PbO2
Anión = 3 Donde Z1 y Z2 son las
cargas de los iones, e
es el valor de la carga del electrón, NA es el número de Avogadro d0 es la distancia entre
los iones, A es la constante de Madelung y n el factor de compresibilidad o coeficiente de
Born.
Z ·Z ·e 2 ·N · A
U 1 2 A 1 1
d n
0

9. Estructura de redes cristalina
Cuarzo incoloro. La estructura cristalina es la formas
solidas de cómo se ordenan y empaquetan los
átomos, moléculas o iones. Estos son empaquetados
de manera ordenada y con patrones de repetición
que se extienden en las tres dimensiones del espacio.
La cristalografía es el estudio científico de los cristales
y su formación.
El estado cristalino de la materia es el de mayor
orden, es decir, donde las correlaciones internas son
mayores. Esto se refleja en sus propiedades
entrópicas y discontinuas. Suelen aparecer como
entidades puras, homogénea y con formas
geométricas definidas (hábito) cuando están bien
formados. No obstante, su morfología externa no es
suficiente para evaluar la denominada de un material.
Estructura del diamante
Si nos fijamos con detenimiento, en estos gráficos existe siempre una fracción de los
mismos que se repite. Asimismo, los cristales, átomos,iones omoléculas se empaquetan y
dan lugar a motivos que se repiten del orden de 1 angstrom= 10-8 cm; a esta
repetitividad, en tres dimensiones, la denominamos red cristalina. El conjunto que se
repite, genera toda la red (todo el cristal) y la denominamos unidad elemental o celda
unidad.Diferencia entre vidrios y cristales. En ocasiones la repetitividad se rompe o no es
exacta, y esto diferencia los vidrios y los cristales,los vidrios generalmente se denominan
materiales amorfos (desordenados o poco ordenados).
No obstante, la materia no es totalmente ordenada o desordenada (cristalina o no
cristalina) y nos encontramos una gradación continua del orden en que está organizada
esta materia, en donde los extremos serían materiales con estructura atómica
perfectamente ordenada (cristalinos) y completamente desordenada (amorfos).Estructura
cristalina ordenada
En la estructura cristalina (ordenada) de los materiales inorgánicos los elementos que se
repiten son átomos o iones enlazados entre sí, de manera que generalmente no se
distinguen unidades aisladas; estos enlaces proporcionan la estabilidad y dureza del
material. En materiales orgánicose distinguen claramente unidades moleculares aisladas,
caracterizadas por uniones atómicas muy débiles, dentro de cristal.Son materiales más
blandos e inestables que los inorgánicos.