Este documento introduce los conceptos básicos de los enlaces químicos, incluyendo su clasificación en enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica las teorías del enlace de valencia, hibridación molecular, y orbital molecular para describir los enlaces covalentes. También cubre la regla del octeto, sus aplicaciones y excepciones. El objetivo es identificar los diferentes tipos de enlaces químicos y cómo estas propiedades afectan el uso de los elementos en dispositivos eléctricos y electrónicos
La química es la ciencia que estudia tanto la composición, la estructura y las propiedades de la materia como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Linus Pauling la define como la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias en referencia con el tiempo.
La química moderna se desarrolló a partir de la alquimia, una práctica protocientífica de carácter filosófico, que combinaba elementos de la química, la metalurgia, la física, la medicina, la biología, entre otras ciencias y artes. Esta fase termina al ocurrir la llamada Revolución de la química, basada en la ley de conservación de la materia y la teoría de la combustión por oxígeno postuladas por el científico francés Antoine Lavoisier.
1. ÍNDICE
Objetivo
3.1 Introducción
3.1.1 Concepto de enlaces químicos
3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos
3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto
3.2 Enlace Covalente
3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus enlaces
3.2.1.1 Teorías del enlace de Valencia
3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular
3.2.1.3 Teoría del orbital molecular
3.3 Enlace Iónico
3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos Iónicos
3.3.2 Redes cristalinas
3.3.2.1 Estructura
3.3.2.2 Energía Reticular
Bibliografía
Objetivo
Identificar los enlaces químicos para relacionar las propiedades de los elementos y
sus usos, enfocados a aplicaciones en dispositivos eléctricos y electrónicos.
3.1 Introducción
3.1.1 Concepto de enlaces químicos
Es la unión química entre dos átomos enlazados, considerando las interacciones
entre los electrones de valencia de enlazamiento químico.
Los compuestos están formados por agrupaciones de átomos, moléculas o iones
(con carga positiva o negativa) manifestándose en todos ellos una fuerza de unión,
fenómeno llamado enlace químico.
La configuración electrónica cumple un rol muy importante; al configurar el nivel
más externo de los átomos, llamados nivel de valencia, donde se encuentran
2. electrones de valencia que tiende a alcanzar mayor estabilidad adoptando la
configuración de un gas noble.
3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos
Los enlaces químicos se clasifican en tres pero a su vez uno de ellos se clasifica
de tres formas diferentes como se muestra a continuación.
Enlace Iónico
Enlace Covalente
Enlace Covalente Polar
Enlace Covalente No Polar
Enlace Covalente Coordinado
Enlace Metálico
Enlace Iónico: Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos se
encuentran con átomos no metálicos.
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal,
transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente.
Enlace Covalente No Polar: Se lleva a cabo entre elementos de la misma especie
(no metálicos) por compartición de pares de electrones en este caso son de 1, 2 o
3 electrones.
Enlace Covalente Polar: Se lleva a cabo entre elementos no metálicos y su
diferencia de electronegatividad es diferente a cero.
Enlace Covalente Coordinado: Es aquel que cede pares de electrones a átomos
no metálicos y a su vez comparte más a otros.
Enlace Metálico: Son iones positivos inmersos en un mar o gas de electrones
Solo trabajan con 1, 2 o 3 electrones y son los que donan; son maleables y
dúctiles
3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto
La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la
tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus
últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que
adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de
un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica.
Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen
3. con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen
con algún otro elemento.
Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza
de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las
moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del
número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.
Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que
presenta numerosas excepciones, pero que sirve para predecir el comportamiento
de muchas sustancias.
Nótese que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y
son estables igualmente. Existen excepciones a esta regla. Los átomos que no
cumplen la regla del octeto en algunos compuestos son: Carbono, Nitrógeno,
Oxigeno y Azufre. En algunos casos estos elementos forman dobles enlaces y
hasta triples el Carbono y el Nitrógeno. Algunas moléculas o iones sumamente
reactivos tienen átomos con menos de ocho electrones en su capa externa. La
forma más clara para ver gráficamente el funcionamiento de la "regla del octeto"
es la representación de Lewis de las moléculas. Antes de que se puedan escribir
algunas estructuras de Lewis, se debe conocer la forma en que los átomos están
unidos entre sí.
También se puede dar cuando existen moléculas impares, moléculas hipovalentes
y moléculas hipervalentes. Es cuando los átomos forman compuestos al perder,
ganar o compartir electrones para adquirir 8 electrones de valencia. El hidrógeno
logra la estabilidad del helio, con 2 electrones de valencia. Los átomos de los
gases nobles se caracterizan por tener todos sus niveles y subniveles energéticos
completamente llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocia con la
estructura electrónica de su última capa que queda llena con ocho electrones.
4. 3.2 Enlace Covalente
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos
no metálicos y existen tres tipos diferentes que son los siguientes:
3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus enlaces
Teorías para explicar el enlace covalente
En la actualidad existen dos teorías para explicar el enlace covalente: la Teoría del
Enlace de Valencia y la Teoría de Orbitales Moleculares. Es preciso hacer notar
que ninguna de las dos teorías es mejor que la otra, y que cada una de ellas
puede ser más adecuada en función del parámetro, del cálculo o de la propiedad
que se esté estudiando.
La Teoría del Enlace de Valencia
Teoría de los Orbitales Moleculares (OM)
Tipos de enlaces Covalentes
Enlace Covalente No Polar: Se lleva a cabo entre elementos de la misma especie
(no metálicos) por compartición de pares de electrones en este caso son de 1, 2 o
3 electrones.
H2, Cl2, O2, N2, etc.
Cl – Cl
3 - 3 = 0
Enlace Covalente Polar: Se lleva a cabo entre elementos no metálicos y su
diferencia de electronegatividad es diferente a cero.
HCl, HF, HB, etc.
= 2.1 – 3 =.9 19% Iónico
81%Covalente
Enlace Covalente Coordinado: Es aquel que cede pares de electrones a átomos
no metálicos y a su vez comparte más a otros.
H3PO4, H2SO4, H2CO3, etc.
5. = H2SO4
3.2.1.1 Teorías del enlace de Valencia
Fue la primera teoría, basada en la mecánica cuántica, que se desarrolló para
explicar el enlace en las moléculas covalentes. Se puede considerar que expresa
el concepto de Lewis del enlace en términos de las funciones de ondas. 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 .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.
3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular
Los orbitales s son no direccionales y los orbitales p están orientados 90º uno
respecto al otro. Experimentalmente se encuentra que los ángulos de enlace en
los compuestos orgánicos normalmente son próximos a 109º,120º o 180°.
Una forma de explicar esos enlaces es mediante la teoría de la repulsión de los
pares de electrones de la capa de valencia (RPECV): los pares de electrones se
repelen unos de otros y los electrones y pares solitarios que se encuentran
alrededor del átomo central generalmente están separados formando un ángulo
la más grande posible.
Las formas de estas moléculas no se pueden obtener a partir de enlaces atómicos
puros s y p. a pesar de que estos orbitales tienen las energías mas bajas para
átomos aislados en el espacio, no son los mas adecuados para formar enlaces.
Para explicar las formas más comunes de las estructuras de las moléculas
orgánicas, se supone que los orbitales s y p se combinan para formar orbitales
atómicos híbridos, que separan los pares de electrones en el espacio y conducen
a una mayor densidad electrónica en la región enlazante entre los núcleos.
Orbitales Híbridos sp
Los orbitales atómicos pueden interaccionar para formar nuevos orbitales. Sea
utilizado este principio para formar orbitales moleculares mediante la adición o
sustracción de orbitales atómicos de átomos diferentes, pero se pueden también
adicionar o sustraer orbitales pertenecientes al mismo átomo.
6. Los ángulos entre los orbitales p son todos de 90° pero pocos compuestos
orgánicos tienen ángulos de enlace de 90°, sus ángulos de enlace normalmente
están próximos a 109°,120° o 180°.
La adición de un orbital s a un p da lugar a un orbital híbrido atómico sp, con la
mayoría de la densidad electrónica al lado del núcleo. La adición del orbital s a la
del orbital p anterior, da lugar a otro orbital atómico hibrido sp, con la mayor
parte de su densidad electrónica en el lado opuesto del núcleo en el que se sitúa
el primer hibrido. El resultado de esta hibridación es un par de orbitales híbridos
sp.
Características:
* Densidad electrónica alta en la región del enlace.
* Un enlace sigma a la izquierda y otro a la derecha del átomo.
* Angulo de enlace de 180°.
* Enlaces lineales.
Orbitales híbridos sp2
Cuando un orbital s se combina con dos orbitales p se forman tres orbitales
híbridos.
Estos orbitales reciben el nombre de orbitales híbridos sp2 porque están
formados por dos orbitales p y uno s.
7. La disposición de 120° se conoce como geometría trigonal, en contraste con la
geometría lineal asociada con los orbitales híbridos sp.
Orbitales híbridos sp3.
Sucede cuando cuatro enlaces se orientan de tal forma que estén lo mas alejado
posible, formando un tetraedro regular (ángulos de enlace de 109.5°), esta
disposición tetraédrica se forma a partir de la combinación del orbital s con
tres orbitales p.
Para representar este tipo de hibridación es más difícil ya que se encuentran en
tres dimensiones. En estos dibujos se utiliza la perspectiva y el observador ha de
utilizar la imaginación para añadir la tercera dimensión.
Usar la perspectiva es difícil cuando una molécula es grande y complicada. La
química ha desarrollado una notación para simplificar los dibujos de tres
dimensiones:
* Las cuñas de rayas paralelas (o de trazos continuos), indican enlaces que van
hacia atrás alejándose del observador.
* Trazos de cuña sólida indican trazos que van hacia adelante, hacia el
observador.
Las líneas rectas son enlaces que se encuentran en el plano de la página.
Reglas generales de la hibridación y de la geometría.
Se pueden considerar algunas reglas para determinar la hibridación de los
orbitales y los ángulos de los átomos en las moléculas orgánicas.
Regla 1: Los electrones enlazantes sigma y los pares solitarios ocupan orbitales
híbridos. El número de orbitales híbridos en un átomo se puede computar
sumando el número de enlaces sigma y el número de electrones solitarios en un
átomo.
Regla 2: Use la hibridación y geometría que de lugar ala mayor separación
posible del numero calculado de enlaces y pares solitarios.
8. Orbitales híbridos | Hibridación | Geometría | Ángulos de enlace aproximado |
2| s + p = sp| Lineal| 180° |
3| s + p + p = sp2| Trigonal| 120°|
4| s + p + p + p = sp3| Tetraédrica| 109.5°|
Regla 3: Si dos o tres pares de electrones forman un enlace múltiple entre dos
átomos, el primer enlace es un enlace sigma formado por un orbital hibrido. El
segundo enlace es un enlace pi, constituido por dos lóbulos situados por encima y
por debajo del enlace sigma, formados a partir de dos enlaces p. el tercer enlace
de un triple enlace es un enlace pi, perpendicular al primer enlace p.
3.2.1.3 Teoría del orbital molecular
Es un método para determinar la estructura molecular en la que los electrones no
están asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un
movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la molécula. En esta
teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la
función de onda ψj del orbital molecular está escrita como una simple suma entre
los n orbitales atómicos constituyentes χi.
Los enlaces covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de orbitales
atómicos, de manera que los nuevos orbitales moleculares pertenecen a la
molécula entera y no a un solo átomo. Durante la formación de un enlace, los
orbitales atómicos se acercan y comienzan a solaparse, liberando energía a
medida que el electrón de cada átomo es atraído por la carga positiva del núcleo
del otro átomo. Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será el desprendimiento
de energía y, por lo tanto, menor será la energía del orbital molecular. Si el
proceso de aproximación de los átomos continúa, los núcleos atómicos pueden
llegar a repelerse mutuamente, lo que hace que la energía del sistema aumente.
Esto significa que la máxima estabilidad (mínima energía) se alcanza cuando los
núcleos se encuentran a una distancia determinada que se conoce como longitud
de enlace.
3.3 Enlace Iónico
9. El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas
eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de
elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es
necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y
como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no
metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos Iónicos
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, 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
10. 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.
3.3.2 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
distribuídas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o
redes espaciales.
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 el espacio de la red.
Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se
mantenga la electroneutralidad del cristal.
3.3.2.1 Estructura
La característica principal de un sólido, ya sea metálico o iónico, es la disposición
de sus átomos e iones que conducen a la formación del cristal. En estas
sustancias no existe un enlace covalente direccional predominante, sino que cada
uno de los átomos se considera enlazado al resto del cristal. Esta disposición
suele representarse por medio de esferas sólidas. Un cristal de un elemento o de
un compuesto puede considerarse, desde el punto de vista formal de su
construcción, como la repetición regular de unidades asimétricas, que pueden ser
átomos, moléculas o iones. Esa unidad se denomina celda unidad. La Figura 1
muestra un ejemplo de celda unidad para un sólido bidimensional. Las dos
unidades que aparecen sombreadas representan sendas celdas unidades, ya que
su traslado a lo largo del plano conduce a la formación de la red. Sin embargo,
11. suele emplearse como celda unidad aquella de más alta simetría y de menor
tamaño, lo que en este caso sucede para (a).
Celda unidad para un sólido bidimensional.
La mayoría de sólidos metálicos e iónicos están formados por átomos o iones que
desde un punto de vista práctico pueden considerarse como esferas. Sin la
existencia de enlace covalente direccional, estas esferas podrían empaquetarse
de forma tan compacta como permitiera la geometría, de forma que el espacio que
no se ocupara entre ellas sea el mínimo. Esto es lo que se denomina
empaquetamiento compacto. En esta situación, y cuando se trata de átomos
idénticos, cada esfera está directamente rodeada por doce esferas vecinas. Este
número se denomina número de coordinación.
Empaquetamiento de esferas
Los dos politipos de empaquetamiento compacto. (a) Hexagonal, (b) Cúbico
12. La formación de estructuras compactas puede visualizarse de manera simple. La
primera capa consiste en esferas tangentes entre sí de tal forma que cada una de
ellas está rodeada de otras seis en dicha capa. La segunda capa se construye
ubicando las esferas sobre los puntos de tangencia de las esferas de la primera
capa. Es en la formación de la tercera capa donde surgen diferencias, que
conducen a la formación de politipismo: estructuras idénticas en dos dimensiones
pero distintas en la tercera. El número de coordinación es el mismo en ambos
politipos.
Empaquetamiento Compacto
Uno de los politipos se forma cuando las
esferas de la tercera capa ocupan
posiciones sobre las esferas de la primera,
en lo que se denomina estructura ABAB...,
donde A representa una capa y B
representa otra capa. Esto supone la
aparición de una celda unidad hexagonal,
por lo que se denomina empaquetamiento
compacto hexagonal. El segundo politipo
se forma cuando las esferas de la tercera
capa ocupan posiciones sobre los huecos
que se forman en la primera capa. En este
caso la disposición conduce a una
distribución ABCABC..., lo que indica que
hay tres tipos de capas en lo que a su
ubicación respectiva se refiere. La celda
unidad correspondiente presenta simetría
cúbica, lo que explica su denominación:
empaquetamiento cúbico compacto.
Celdas unidad de los empaquetamientos compactos hexagonal (a) y cúbico (b).
Huecos en estructuras empaquetadas
13. Una de las características de los empaquetamientos es el tipo de huecos que se
genera entre las esferas. Para una estructura compacta, la porción de espacio no
ocupada, es decir, la cantidad de espacio libre por huecos, es el 26 % del total.
Existentes dos tipos de huecos: el hueco octaédrico y el hueco tetraédrico.
El hueco octaédrico aparece entre dos triángulos de esferas que están opuestos
entre sí. En una estructura compacta de N átomos existen N huecos octaédricos.
Además, cada hueco presenta simetría octaédrica, ya que los seis átomos que lo
forman se disponen en los vértices de un octaedro. Si cada esfera tiene un radio r,
puede demostrarse fácilmente que un hueco de estas características puede
acomodar otra esfera de radio 0.414r.
El hueco tetraédrico aparece como consecuencia de la ubicación de una esfera
sobre el triángulo que forman otras tres. Existen dos tipos de agujeros
tetraédricos, dependiendo de que el vértice del mismo esté orientado hacia arriba
o hacia abajo. En un empaquetamiento compacto existen N huecos de cada tipo,
para dar un total de 2N huecos tetraédricos. En una estructura de este tipo, con
átomos de radio r, el hueco tetraédrico puede acomodar una esfera de radio igual
o inferior a 0.225r.
3.3.2.2 Energía Reticular
La energía reticular, también conocida como energía de red, es la energía que se
necesita para poder separar de manera completa un mol de un compuesto de tipo
iónico en sus respectivos iones gaseosos. También se puede decir que la energía
14. reticular es la energía que se consigue a través de la formación de un compuesto
de tipo iónico partiendo siempre de sus iones gaseosos.
Este tipo de energía muestra la estabilidad que tiene las redes cristalinas, y viene
medida como energía/mol, teniendo las mismas unidades de medida que tiene la
entalpía estándar ∆Hº.
La energía reticular es imposible de medir de forma directa, sin embargo,
conociendo la estructura y la composición que tenga el compuesto iónico que
queramos estudiar, podemos calcular o al menos aproximarnos a ella mediante
una ecuación que da el modelo iónico, basado en la Ley de Coulomb, entre otras.
También existe la posibilidad de calcular la energía reticular de manera indirecta
mediante los ciclos termodinámicos.
Donde
es el número de Avogadro.
la constante de Madelung que varía dependiendo de la estructura del
compuesto iónico y es la representante de la distancia de los iones a partir del uno
otro en un tipo específico de cristal.
la carga del catión
la carga del anión
la carga del electrón
la permitividad del vacío
la distancia entre el anión y el catión
los exponentes de Born.
El modelo iónico es aquel que se encuentra formado por cationes y aniones a
través de fuerzas electrostáticas, siempre que estemos hablando del estado
sólido. Este caso concreto es válido solamente si existe bastante diferencia de
electronegatividad entre los elementos que forman el compuesto.
En un sólido iónico, los electrones se encuentran localizados en los
correspondientes iones, estando bajo la influencia solamente de sus respectivos
núcleos. No hay deslocalización de los electrones como podría ocurrir en el caso
de los sólidos de tipo metálicos, ni siquiera hay compartición de electrones como
en el caso de los sólidos de tipo covalente. La localización de los electrones tiene
como consecuencia la no conducción de la corriente eléctrica para los sólidos
iónicos, pero si son aislantes.
15. La energía reticular se puede conocer de manera experimental indirectamente a
través de la aplicación de la ley de Hess (caso particular del primer principio de la
termodinámica). Cuando se usa este caso se conoce como ciclo de Born-Haber, el
cual consiste en examinar un ciclo termodinámico que es resultado de considerar
la energía que participa en la formación del compuesto iónico de tipo sólido, así
como también se puede explicar como la energía a partir de los elementos que
forman el compuesto estándar, o aquella que se transfiere en la formación de los
compuestos partiendo siempre de los elemento que se encuentran en estado
estándar pero siguiendo un camino distinto que está formado por diferentes
etapas:
En primer lugar el proceso de formación de los átomos que se encuentran
en estado gaseoso partiendo de los elementos siempre en su estado
estándar. En este paso por regla general se tiene en cuenta las energías
que se encuentran asociadas a la sublimación, y vaporización de los
distintos elementos que forman el compuesto, y por lo tanto dependerá del
estado de agregación en el que se encuentren cada uno de ellos.
En la segunda etapa tiene lugar la formación de iones estables, los cuales
se encuentran en el retículo iónico del cual parten los elementos que se
encuentran en estado gaseoso. En este paso se encuentran implicadas la
energía de ionización, así como la afinidad electrónica de los elementos
implicados.
En el tercer paso tiene lugar la formación de la red cristalina partiendo de
los iones gaseosos y estables. La energía que se desprende cuando se
forma un compuesto partiendo de un metal y de un no metal.
Bibliografía.
Química general enlace químico y estructura de la materia Vol. I
Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, Geoffrey; Pando García-
Pumarino, Concepción; Iza Cabo, Nerea (Traductores); Pearson Alhambra;
Noviembre de 2002; 3ª ed.; 640 páginas