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1. ENLACE QUÍMICO
1.- INTRODUCCIÓN
Salvo en condiciones especiales, las sustancias químicas
están constituidas por uniones de átomos que forman
moléculas o cristales.
La unión de estos elementos en unas determinadas
proporciones constituye el ENLACE QUÍMICO.
Las propiedades de las sustancias son consecuencia del
tipo de enlace.
Para comprender la naturaleza del enlace químico hay que
tener en cuenta la configuración electrónica de los átomos.

2. Todo proceso natural tiende a estabilizarse de manera
espontánea, es decir, a conseguir un estado de mínima
energía.
Se formará un enlace si el agregado formado representa un
estado de menor energía que los átomos aislados.
Para explicar el enlace se utilizan modelos, estos modelos
deben explicar:
-Las proporciones en que los átomos se hallan en cada
sustancia y el número total de átomos en ella.
-La geometría espacial de la molécula
-La energía de enlace.

3. Los enlaces serán más estables cuanto mayor energía se
libere en su formación.
Un enlace se caracteriza por su:
ENERGÍA DE ENLACE
DISTANCIA DE ENLACE= Distancia en la que la energía
potencial es mínima. Es decir, la estabilidad molecular es
máxima.
ENERGÍA
DISTANCIA
ENTRE ÄTOMOS
Energía de enlace
Distancia de enlace

4. Los elementos de transición, con orbitales d, tienen mayor
dificultad en adquirir dicha configuración.
Cuando se unen dos elementos representativos tienden a
alcanzar ambos configuración de GAS NOBLE.
(Se cumple, y no siempre, para los tres primeros periodos)
La mayor estabilidad se consigue con los orbitales d
semillenos.
1.1.- REGLA DEL OCTETO:
En el enlace juega un papel decisivo el nivel de valencia
( más externo)
Kossel y Lewis suponen que los átomos pueden tener hasta 8
electrones en la última capa. Este octeto de electrones
corresponde a una disposición electrónica muy estable (gas
noble ns2np6).

5. B) INTERMOLECULARES : Mantienen unidas moléculas.
- Enlaces de Hidrógeno
- Fuerzas de Van Der Waals
- Fuerzas de London
Los enlaces pueden agruparse en
A) INTERATÓMICOS : Mantienen unidos átomos entre sí.
- Iónico
- covalente
- Metálico

6. 2.- ENLACE IÓNICO
• Se forma entre metales y no metales.
• Elementos de electronegatividad muy diferente.
Ocurre por transferencia de electrones del metal al no metal
Ejemplo:
Na  Na+ + e-
F + e-  F-
No existen moléculas. Sólo iones

7. Se forman cationes y aniones, que se unirán por fuerzas de
atracción electrostática.
Electrovalencia o valencia iónica :número de electrones que
toma o cede un átomo para transformarse en ión.
Ejemplo :
Los metales del grupo 1, tienden a perder 1 e- para
adquirir configuración de gas noble  Electrovalencia 1
Los no metales del grupo 16, tienden a ganar 2 e- 
Electrovalencia 2

8. ESTRUCTURAS IÓNICAS: ÍNDICE DE COORDINACIÓN:
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas, no moléculas.
Cada ión se rodea de iones de signo contrario formando un
empaquetamiento lo más compacto posible.
INDICE DE COORDINACIÓN: número de iones de un signo
que rodean un ión de signo contrario.
El I.C., así como la geometría depende de:
Tamaño de los iones
Carga de los iones.
Los I.C. Varían entre 4,6,8 y 12.

9. El NaCl cristaliza en una red cúbica centrada en las caras
Cada ión se rodea de 6 del otro signo. I.C = 6
El Na+ se sitúa en el centro de un octaedro regular
Red cúbica centrada en las caras
Na+
Cl-

10. EL CsCl cristaliza en una red cúbica centrada en el cuerpo.
Cada ión se rodea de 8 de otro signo. I.C = 8
El Cs+ se sitúa en el centro de un cubo. Red cúbica centrada
en el cuerpo.
El Cs+ es mayor que el Na+
Cl-
Cs+

11. En la blenda( ZnS) cada ion ocupa el centro de un tetraedro,
en los vértices se sitúan los iones de signo contrario. El IC =4
La fluorita CaF2. El Ca+2 tiene un IC=8 y el F-=4

12. 2.2.- ESTUDIO ENERGÉTICO DE LA FORMACIÓN DEL
ENLACE IÓNICO : ENERGÍA RETICULAR (U r)
El metal necesita E.I. para formar el catión y el No metal
desprende energía (electroafinidad) para formar el anión.
Para que se forme el compuesto se tiene que liberar E.
Normalmente la EI no es compensada por la AE.
Este balance positivo de energía se compensa al ir
acercándose los átomos.
En este punto se forma el enlace y la distancia es la distancia
de enlace que corresponde a la suma de los radios iónicos.

13. Se define la ENERGÍA RETICULAR o ENERGÍA DE RED
Como la energía que se libera cuando se forma un mol de
compuesto iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.
A mayor energía liberada más estabilidad tendrá el
compuesto.
Catión (g) + Anión (g)  Sólido iónico (s) - UR

14. La energía reticular. Se puede calcular por:
2.2.- la ecuación de Born - Landé :
)
1
1
(
0
2
2
1
n
d
e
z
Az
kN
U a
r 


K=9.109N.m2.C-2
NA= número de Avogadro
Z= carga de los iones ( valor absoluto)
do= Distancia internuclear (suma de los radio iónicos)
n= Coeficiente de Born . Factor de compresibilidad.
A= constante de Madelung. Depende del tipo de red cristalina.

15. Los términos constantes Na, e y K valen : 1,387.105
El término más influyente en la energía de red es la carga y el
radio de los iones.
A mayor carga del ion, mayor es la energía de red( en
valor absoluto). Los metales divalentes y los óxidos
tienen mayor energía de red
El signo – indica que la energía se desprende.
(Para comparar las Energías Reticulares se hace en valor
absoluto.)
A y n dependen del tipo de red cristalina. Influyen poco
en la Energía reticular para redes similares.

16. Radio = Al aumentar el radio, aumenta la distancia do y la
energía de red tendrá menor valor , absoluto,.
Al aumentar el radio de los iones el compuesto iónico será
menos estable.
)
1
1
(
0
2
2
1
n
d
e
z
Az
kN
U a
r 



17. La otra forma de calcular la Ur es:
2.3.- CICLO DE BORN-HABER
Con frecuencia no se conoce la constante de Madelung ni
el factor de compresibilidad, por lo que el cálculo de la
energía reticular resulta inexacto. Se recurre a un método
basado en la realización de un balance energético,
conocido como ciclo de Born-Haber.
Para calcular la energía de red se parte de los elementos
en su estado más estable y se llega a su estado a su
estado gaseoso a través de las energías necesarias.

18. DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA ENERGÍA DE RED:
CICLO DE BORN-HABER
Na (s) + 1/2Cl2 (g) NaCl (s)
Ef = -411 kJ/mol
Es = 107,3 kJ/mol Ed/2 = 121,3 kJ/mol
AE = -355,2 kJ/mol
Ur
Na (g)
Cl (g)
Na
+
(g) + Cl
-
(g)
Na Cl Cl2
Cl
-
Na
+
E.I = 502 kJ/mol

19. La suma de los procesos parciales coincide con el proceso de
combinación directo ( LEY DE HESS)
Qreacción=Esublimación + Eionización + ½ Edisociación + Eelectroafinidad + U
U = Qreacción -Esublimación - Eionización - ½ Edisociación - Eelectroafinidad
No todos estos procesos se dan siempre, además cada uno
de ellos debe multiplicarse por el factor necesario para ajustar
estequiométricamente la reacción.

20. 2.4.- PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS IÓNICOS
DUREZA: (resistencia a ser rayados) Son duros debido
a la fortaleza del enlace. Para rayarlos hay que romper
el enlace iónico.
PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN: ELEVADOS.
Debido a las intensas atracciones electrostáticas entre iones.
Aumentan con la carga .
Son sólidos a temperatura ambiente.
Los óxidos iónicos tienen puntos de fusión mayores que los
haluros metálicos.
SOLUBILIDAD: Solubles en agua y disolventes polares

21. DENSIDAD : Debido al empaquetamiento compacto,
son poco densos.
FRAGILIDAD: Son frágiles, ya que al deslizar un
plano del cristal sobre otro se enfrentan iones del
mismo signo, apareciendo fuerzas de repulsión, con
la consiguiente fractura del cristal.
CONDUCTIVIDAD: En estado sólido suelen ser
aislantes, pero en disolución o fundidos son
conductores, ya que los iones están libres.