1. 1

2. ¿Por qué se unen los átomos?
 Los átomos, moléculas e
iones y se unen entre sí para
tener la mínima energía, lo
que equivale a decir de
máxima estabilidad.
 Se unen utilizando los
electrones más externos (de
valencia).
Diagrama de energía frente a distancia interatómica
2

3. Tipos de enlaces
 Atómicos:
 Iónico
 Covalente
 Metálico
 Intermoleculares:
 Fuerzas de Van de Waals
 Enlaces de hidrógeno
3

4. Enlace iónico
 Se produce por la atracción electrostática entre
cationes positivos y aniones negativos, que se unen
formando redes cristalinas.
 Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman
reacciones de ionización:
 Ejemplo:Na – 1 e– Na+
O + 2e– O2–
Reac. global: O + 2 Na O2– + 2 Na+
 Fórmula empírica del compuesto Na2O
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5. 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 -Haber.
5

7. 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
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8. Estructura cristalina
 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.
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9. Cúbica Simple (CS)
Cúbica centrada en el cuerpo (BCC)
Cúbica centrada en la cara (FCC)

10. CsCl
NaCl

11. Principales tipos de estructura
cristalina
 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+
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12. Energía reticular
donde:
Ke es la constante electrostática de Coulomb.
NA es el número de Avogadro.
Z+ y Z_ son las cargas del catión y del anión, repectivamente.
e es la unidad de carga del electrón.
do es la distancia entre los iones (rcatión+ranión).
A es la constante de Madelung, que se tabula y tiene en cuenta la disposición de los
iones en la red.
n es el factor de compresibilidad y recoge la influencia de las repulsiones que se
produce entre los iones de igual signo del retículo cristalino. También sus valores se
encuentran tabulados.

13. Propiedades de los compuestos iónicos
 Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más
cuanto mayor HU) ya que para fundirlos es necesario
romper la red cristalina tan estable por la cantidad de
uniones atracciones electrostáticas entre iones de
distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.
 Son solubles en disolventes polares como el agua
(tanto más cuanto menor HU) e insolubles en
disolventes apolares.
 Presentan conductividad electrolítica a la corriente
eléctrica en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en
estado sólido no conducen la electricidad.
 Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y frágiles
(se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas
moderadas).
13

14. Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar
Solubilidad de un cristal iónico
14

15. Fragilidad en un cristal iónico
presión
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
15

16. Enlace covalente
 Es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o
más átomos. Elementos con electronegatividades muy altas y
parecidas.
 Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía
que los dos átomos aislados.
 La distancia a la que se consigue mayor estabilidad (menor energía)
se llama “distancia de enlace”.
 Sustancias covalentes moleculares
 Sólidos covalentes
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17. Teoría de Lewis
Se basa en las siguientes hipótesis:
 Cuando los átomos forman enlaces covalentes, tienden
a compartir electrones para conseguir 8 e– en su última
capa (regla del octeto).
 Cada par de e– compartidos forma un enlace.
 Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples
con el mismo átomo.
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18. Tipos de enlace covalente
 Enlace covalente “apolar”: es el formado por dos
átomos iguales que comparten electrones:
 Sencillo: H-H, Cl-Cl
 Doble: O=O
 Triple: NΞN,
 Enlace covalente polar: cuando los dos átomos
tienen diferentes electronegatividades y se forma un
dipolo con una zona positiva y otra negativa:
 H-Cl, H-O, H-N
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19. Enlace covalente coordinado
 El par de electrones compartido lo aporta sólo uno de
los átomos que lo forman.
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20. Excepciones a la teoría de Lewis
 Moléculas tipo BeCl2 en la que el Berilio sólo tiene 2
electrones.
 Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman
moléculas como el BF3 en las que el átomo de B no
llega a tener 8 electrones.
 Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central
tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–).
 Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo
periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y
puede haber más de cuatro enlaces.
 Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número
impar de electrones.
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21. Teoría de repulsión de pares electrónicos y
geometría molecular (I)
 Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada
y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos
pueden medirse por técnicas de difracción de rayos X.
 Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el
modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice
que: “La geometría viene dada por la repulsión de
los pares de e– del átomo central”.
 Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.
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22. Teoría de repulsión de pares electrónicos y
geometría molecular. (II).
 Para saber la geometría que tienen las moléculas con
enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes
clases:
 El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace, ej
BeCl2, BCl3, CH4, etc
 El átomo central tiene pares de e– sin compartir, ej: NH3,
H2O, etc
 El átomo central tiene un enlace doble, ej: eteno,
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23. TRPECV
Ordenadas de mayor repulsión a menor repulsión las
interacciones posibles son:
 La repulsión par no enlazante - par no enlazante
(PNE-PNE).
 La repulsión par no enlazante - par enlazante (PNE-
PE).
 La repulsión par enlazante - par enlazante (PE-PE).

26.  Pag. 11: 16
Enlace recomendado:
http://www.uhu.es/quimiorg/covalente1.html

27. El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.
 BeF2: El Be tiene 2 pares de e– Ang. enl. = 180º.
 BCl3: El B tiene 3 pares de e– Ang. enl. = 120º.
 CH4: El C tiene 4 pares de e– Ang. enl. = 109,4º.
BeF2 BCl3 CH4
Lineal Triangular Tetraédrica
27

28. El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
 La repulsión de éstos pares de e– sin
compartir es mayor que entre pares de e–
de enlace.
 NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1
sin compartir Ang. enl. = 107’3º < 109’4º
(tetraédrico) Amoniaco (107,3º)
 H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y
2 sin compartir Ang. enl. = 104’5º < 109’5º
(tetraédrico)
 Los ángulos medidos son ligeramente inferiores
a los de un tetraedro, ya que los pares de e- no
compartidos requieren más espacio que los Agua (104,5º)
compartidos, ya que estos están atraídos por
dos átomos.
Metano (109,4º) 28

29. El átomo central tiene un enlace doble.
 La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos
es mayor que la de uno.
 CH2=CH2: Cada C tiene
2 pares de e– compartidos
con el otro C y 2 pares de
122º
e– compartidos con sendos
átomos de H. 116º
 Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular) 122º
 Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)
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30. El átomo central tiene dos dobles
enlaces o uno sencillo y uno triple.
 Como se une únicamente a dos elementos la geometría
es lineal.
 Ejemplos:
 Etino (acetileno)
 CO2
30