1. Naturaleza
del Enlace
Químico
Licda. Patricia del Rosario Escobar de Murcia
UNIVERSIDAD DE EL SALVADOR
FACULTAD DE QUIMICA Y FARMACIA
Ciudad universitaria,2012

2. 2
NATURALEZA DEL ENLACE QUIMICO
INTRODUCCIÓN.
Las bases para una teoría moderna del enlace químico fueron establecidas en 1916-1920 por G.N.Lewis e I.
Langmuir que sugirieron que las especies iónicas se formaban por transferencia de electrones, mientras que el
compartir electrones era importante en las moléculas covalente. En algunos casos se ha propuesto que los
electrones compartidos en un enlace los proporciona uno de los átomos pero que, una vez formado el enlace (a
veces denominado enlace coordinado), es indistinguible de un enlace covalente normal. En una especie
covalente los electrones están compartidos por los átomos. En unas especies iónicas se transfieren uno o más
electrones entre los átomos o para formar iones. Como hemos visto en la unidad anterior (Mecánica Cuantica),
una visión moderna de la estructura atómica basada en la mecánica ondulatorio a los sistemas atómicos. Una
visión moderna de la estructura molecular basada en la aplicación de la mecánica ondulatorio a las moléculas
estos estudios proporcionan respuesta sobre como y porque se combinan los átomos. Podemos demos escribir la
ecuación de ondas de Schrödinger para describir el comportamiento de los electrones en las moléculas pero solo
puede resolverse de forma aproximada. Dos de tales métodos son el de Enlace de Valencia, y el de Orbitales
Moleculares.
1. Generalidades del enlace químico. (Iónico)
1.1 Formación de un compuesto iónico a partir de sus elementos constituyentes.
La razón por la cual los átomos se combinan para dar compuestos químicos reside en que, al
aproximarse hasta distancias muy pequeñas, sus nubes electrónicas interaccionan en forma tal que la
energía del sistema disminuye adquiriendo mayor estabilidad y como consecuencia de esa interacción se
forman las fuerzas de atracción.
En esta unidad consideraremos uno de los tipos mas simples de fuerzas atractivas; las producidas por
interacciones electrónicas entre iones de carga opuesta.
La mayor parte de los compuestos iónicos se forman por la combinación de elementos ubicados cerca de
los extremos opuestos de la Tabla Periódica.
Estos compuestos son generalmente óxidos, sulfuros o haluros de metales electro positivos, como por
ejemplo los pertenecientes a los grupos I, II y III y los elementos de transición. El Pb en su estado de
oxidación +2, también forma compuestos más o menos iónicos.
El enlace iónico, fuerza química que mantiene unidos a algunos de los átomos se refiere a las fuerzas
electrostáticas que existen entre partículas de carga opuestas, es decir, cuando se lleva a cabo una
transferencia completa de un electrón de un átomo a otro. Se forma un catión o ión (+) y un anión o ión
(-), entonces la atracción entre ellos da lugar a la formación del enlace iónico, ejemplo Na+
Cl-
, que no
es más que la atracción de iones con carga opuesta en grandes números para formar un sólido, a ese
sólido se le llama sólido iónico.
El enlace puramente iónico debe tratarse mediante un modelo electrostático simple, lo cual ha hecho que
los químicos consideren a muchos sólidos como sistema de iones, aunque esta teoría requiere de muchas
modificaciones, que más adelante veremos.
Está claro que las diferencias en las propiedades de las sustancias pueden explicarse por las diferencias
de enlace entre los átomos o iones. Así tenemos que para la formación del enlace iónico se deben tomar
en cuenta las siguientes condiciones:
1. Elemento metálico con un no metálico
2. Elemento de baja electronegatividad con elemento de alta electronegatividad
3. Elemento de baja energía de ionización con elemento de alta energía de ionización
4. Elemento del Grupo I, II A ó VI o VII A.

3. 3
Partiendo de lo anterior, podemos conocer las propiedades del Enlace Iónico.
 No es dirigido (omnidireccional) porque se van agrupando los átomos de acuerdo a la atracción de
carga.
 Forma grande redes cristalinas.
 Se forma por transferencia total de electrones.
1.2 Estructura de los cristales.
Cristalografía
La mayoría de los minerales adoptan formas cristalinas cuando se forman en condiciones favorables. La
cristalografía es el estudio del crecimiento, la forma y la geometría de los cristales.
La disposición de los átomos en un cristal puede conocerse por difracción de los rayos X. La química
cristalográfica estudia la relación entre la composición química, la disposición de los átomos y las
fuerzas de enlace entre éstos. Esta relación determina las propiedades físicas y químicas de los
minerales.
Cuando las condiciones son favorables, cada elemento o compuesto químico tiende a cristalizarse en una
forma definida y característica. Así, la sal tiende a formar cristales cúbicos, mientras que el granate, que
a veces forma también cubos, se encuentra con más frecuencia en dodecaedros (cuerpos con 12 caras) o
triaquisoctaedros (cuerpos 24 caras). A pesar de sus diferentes formas de cristalización, la sal y el
granate cristalizan siempre en la misma clase y sistema.
En teoría son posibles treinta y dos clases cristalinas, pero sólo una docena incluye prácticamente a todos
los minerales comunes, y algunas clases nunca se han observado. Las treinta y dos clases se agrupan en
seis sistemas cristalinos, caracterizados por la longitud y posición de sus ejes.
Los minerales de cada sistema comparten algunas características de simetría y forma cristalina, así como
muchas propiedades ópticas importantes.
Cristal (en Química)
Sustancia sólida en la cual sus átomos o moléculas se encuentran ordenadas espacialmente de acuerdo a
un patrón específico y repetitivo.
Los cristales se distinguen de los sólidos amorfos no solo por su forma geométrica regular, sino también
por la anisotropía de sus propiedades (que no son las mismas en todas sus direcciones) y por la
existencia de elementos de simetría. Como ha demostrado el estudio de su estructura gracias a la
difracción de rayos x, los cristales están formados por la unión de partículas dispuestas de forma regular
siguiendo un esquema determinado que se produce, en forma y orientación, en todo el cristal y que crea
una red tridimensional (estructura reticular).Estas partículas pueden ser átomos unidos por enlaces
covalentes (diamantes y metales), moléculas (yodo y azufre) o iones unidos por electrovalencia (cloruro
de sodio NaCl ).
Propiedades Físicas
Las propiedades físicas de los cristales (mecánicas, ópticas, eléctricas, etc) dependen de su estructura
atómica y, en particular de la naturaleza de los enlaces químicos y de la simetría. Un mismo elemento o
compuesto puede cristalizar en diferentes estructuras que posean propiedades distintas.
Por ejemplo, el carbono puede cristalizar:
a) En forma de diamante, de simetría cúbica y enlaces covalentes fuertes; es el mas duro de los
cristales y es semiconductor.
b) En forma de grafito, de simetría Hexagonal, constituido por un apilamiento de planos unidos entre
si por enlaces de tipo van der Waals, débiles. Cada plano esta formado por una yuxtaposición
bidimensional de hexágonos, cuyos vértices están ocupados por átomos de carbono. El grafito es el
más blando de los cristales y es conductor en la dirección de los planos de apilamiento.

4. 4
Cristales sólidos
Aparte del vidrio y las sustancias amorfas, cuya estructura no aparece ordenada, toda la materia sólida se
encuentra en estado cristalino. En general, se presenta en forma de agregado de pequeños cristales (o
policristalinos) como en el hielo, las rocas, los ladrillos, el hormigón, los plásticos, los metales, los
huesos, etc. o mal cristalizados como en los barros o las fibras de la madera. También pueden constituir
cristales únicos (monocristales) de dimensiones minúsculas o grandisimas, como el azúcar o la sal, las
piedras preciosas y la mayoría de los minerales, de los cuales algunos se utilizan en tecnología moderna
por sus sofisticadas aplicaciones, como el cuarzo de los osciladores o los semiconductores de los
dispositivos electrónicos.
Propiedades y estructura en los medios alcalinos
El medio cristalino es homogéneo pero anisótropo; algunas de sus propiedades dependen de la dirección
según la que son observadas (cohesión, mecánica que determina los planos de exfoliacion, dilatación
térmica, conductividad eléctrica, velocidad de propagación de la luz, ataque por un reactivo químico del
que dependen las caras de corrosión).
Esta ansitropia es discontinua, es decir las propiedades que dependen de la dirección de observación
varían de forma no continua. El estudio de estas propiedades ha permitido deducir de ellas hipótesis
relativas a la estructura microscópicas de los medios cristalizados.
La primera deducción fue la de la ley de constancia de los ángulos (Rome d”Isle, 1783): los ángulos
diedros que forman las caras de crecimiento o los planos de exfoliacion son constantes en una misma
sustancia, sea cual fuere el origen del cristal.
La segunda deducción la hizo Haüy al observar el proceso de fractura de los cristales de calcita, lo que le
indujo a emitir la hipótesis de que, dividiendo un cristal por exfoliaciones sucesivas, se llegaría a un
paralelepípedo elemental indivisible y que, en consecuencia, los cristales están formados por la
yuxtaposición regular de paralelepípedos idénticos. Es la llamada hipótesis reticular (1784).
Haüy demostró que la orientación de las caras naturales y de los planos de exfoliación puede
interpretarse en base a la yuxtaposición anterior, mediante leyes matemáticas muy sencillas, lo que
demuestra la ley de constancia de los ángulos. Bravais (1849) completo la hipótesis de Haüy precisando
la noción de red cristalina y describiendo todos los tipos de redes posibles. La hipótesis reticular de los
cristales quedo definitivamente demostrada por la experiencia de la difracción de los rayos X realizada
en 1913 por Laue y sus colaboradores.
Los cristales presentan, generalmente, elementos de simetría. Por ejemplo, un eje de simetría de orden n
es una dirección tal que, después de un giro de un n – esimo de vueltas alrededor de esta dirección, el
cristal se sitúa paralelamente a su posición primitiva.
Definición microscópica, propiedades instrinsicas y extrínsecas.
Es consecuencia de la hipótesis reticular: un cristal resulta de la repetición, por traslaciones de una red,
de una forma constituida por iones, átomos o moléculas. La noción de homogeneidad macroscopica
queda sustituida en la escala microscópica por el postulado de Bravais: dado un punto cualquiera del
medio, se encuentra una infinidad de puntos homologos en torno a los cuales es idénticas la posición de
los atomos, que se repite por la traslación según multiples enteros de tres vectores no coplanarios,

cba ,, . Estos puntos son los núcleos de la red, que se agrupan en filas y en planos reticulares
equidistantes. El paralelepido construido sobre los tres vectores, es la celda elemental o celda unitaria.
CELDA UNITARIA
Es la unidad más pequeña del cristal y describe el ordenamiento de átomos, iones o moléculas dentro del
cristal, o podemos definirla como la unidad estructural repetida de un solidó cristalino.
Pero la definición microscópica del medio cristalino (repetición ordenada al infinito en la tres
direcciones del espacio de una forma siempre idéntica) es una idea que solo corresponde a la realidad de
manera aproximada: los cristales reales no son infimito, sino que están limitado por superficie; los

5. 5
átomos no están fijos, sino animados de movimiento de agitación térmica en torno a posiciones de
equilibrio. Los cristales siempre presentan defecto, sean Químicos (impurezas, falta de estequiometria) o
reticulares (deformaciones de la red). Son propiedades instrinsicas las que dependen de la estructura
ideal del cristal (por ejemplo. Las constantes elásticas), y propiedades extrínsecas las que solo existen
porque los cristales presentan defecto y están vinculada a dichos defectos (por Ejemplo la deformación
plástica de un cristal solo puede lograrse, creando y desplazando defecto llamados dislocaciones).
1.2.1. Elementos de Simetría
Los cristales presentan generalmente elementos de simetría que son ejes, planos o centros. Un
cristal es invariante con relación a un eje de orden q, si el conjunto de las propiedades del cristal
son las mismas a lo largo de dos direcciones, que se deducen una de otras por una rotación de
ángulo 2n/q radianes entorno a ese eje. Por lo que, como consecuencia de su triple periocidad, se
demuestra que el medio cristalino solo puede poseer ejes de orden 2, 3 4 0 6.
Son muchos los métodos existentes para determinar la simetría y la estructura de un cristal, en
particular el goniómetro óptico y el microscopio polarizante y sobre todo la difracción de las
radiaciones.
1.2.2. Sistemas cristalinos (Redes Bravais).
Si se tienen en cuenta los elementos de simetría se pueden distinguir 7 sistemas cristalinos
que toman el nombre de una figura geométrica elemental. Son los sistemas cúbicos (q),
tetragonal (prisma recto cuadrangular), ortorrómbico (prisma recto de base rómbica),
monoclino (prisma oblicua de base rómbica), triclínico (paralelepípedo cualquiera).
Romboédrico (paralelepípedo cuyas caras son rombos) y hexagonal (prisma recto de base
hexagonal. (Anexo 1). Las diversas formas de un mismo cristal pueden proceder de
dislocaciones, los vértices o por las aristas de la forma típica. Estas medicaciones se pueden
interpretar a partir del conocimiento de la estructura reticular del cristal.
El conjunto de caras externas que limita un cristal constituye una forma cristalina. Estas
caras se deducen unas de otras por acción de las operaciones de simetrías del cristal y
constituyen un elemento para reconocer dicha asimetría. La extensión lateral de estas caras
depende de las condiciones locales de formación y para estudiar su simetría solo debe de
tenerse encuesta su orientación.
1.2.3. Número de coordinación
Numero de coordinación de un ion es el numero de iones de signo contrario, en posiciones
que corresponden a vértices de figuras geométricas regulares del espacio.
     

 acacs ClNaNaCl
Pierde 1 e-
Gana 1 e-
Ocurre una aglomeración de 6 iones Cl-
alrededor de cada ión Na+
y 6 iones Na+
alrededor de
cada ión Cl-
. A la relación de estos números se le llama número de coordinación de un ion y en
este caso es de 6, para otros compuestos es diferente.
Número de Coordinación de un ión es el número de iones de signo contrario, en posiciones que
corresponden a vértices de figuras geométricas regulares del espacio.
Para calcular el nº de átomos por celda se toma una celda unitaria y: (Anexo 2)
1. Se divide por 8 el nº de iones de los vértices.
2. Se divide por 4 el nº de iones de las aristas.
3. Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras.
4. Se suman todos y se añaden los iones del interior de la celda.

6. 6
Ejemplo:
Calcular el nº de cationes y aniones que hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF2
NaCl:
Cl–
: 1 Ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 Ion en el centro de cada cara (6/2 = 3)
En total, 1 + 3 = 4.
Na+
: 1 Ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 Ion en el centro del cubo (1).
En total, 3 + 1 = 4.
CsCl:
Cl–
: 1 Ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1.
Cs+
: 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1.
CaF2:
Ca2+
:1 Ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 Ion en el centro cada cara (6/2 = 3).
En total, 1 + 3 = 4.
F–
: 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8.
Hay por tanto el doble F–
que Ca2+
lo que explica su estequiometria.
Resumiendo:
Tipo de
sal
Tipo de sal Ejemplo No. De Coordinación
MX CsCl 8:8
NaCl 6:6
Blenda (cúbica) 4:4
Würtzita (hexagonal) ZnS 4:4
MX2 Fluorita Ca F2 8:4
Rutilo TiO2 6.3
Cristobalita SiO2 4:2
2. Propiedades físicas de los compuestos iónicos y la relación con su estructura cristalina.
2.1 Morfología
Las propiedades de los compuestos o sustancias iónicas pueden relacionarse de manera simple
con la estructura cristalina de los compuestos iónicos que no es más que hablar de una RED
CRISTALINA compuesta por iones (+) y (-) de tal forma que las fuerzas de atracción entre iones
de carga opuesta se hacen máximas y las fuerzas de repulsión entre iones de la misma carga se
reducen.
Estudiaremos la red cristalina del NaCl para ilustrar cualitativamente las propiedades de las
sustancias iónicas.
La ESTEREOQUÍMICA (Morfología) se refiere a la disposición de los iones en el cristal,
esto se debe a las fuerzas iónicas que se extienden a través del espacio y son igualmente fuertes
en todas las direcciones, hay que tomar en cuenta que no sólo forman cristales las sustancias
iónicas sino también lo hacen sustancias que tienen enlaces covalentes, fuertes y
muldireccionales como el diamante (que es C(s) que depende de la forma geométrica que se
disponga)

7. 7
2.2 Color.
El color es una de las características de los minerales más llamativas y generalmente es la
primera propiedad observada en los minerales. Generalmente el color no es una propiedad
confiable para la identificación de un mineral. Algunos minerales tienen color constante y se
llaman idiocromáticos. Otros tienen colores que varían mucho. Esta variación se debe a la
presencia de pigmentos, inclusiones y otras impurezas. Dichos minerales se llaman
alocromáticos. En los minerales idiocromáticos el color es una propiedad inherente pues
constituye un agente de pigmentación, ejemplos de ellos tenemos: azufre amarillo, malaquita,
verde, magnetita negra. En los minerales alocromáticos, el color puede variar mucho. Estos
minerales, cuando son puros, no tienen color o son blancos. Esta variación se debe a las
impurezas de pigmentación en las partículas submicroscópicas o a inclusiones de otros minerales
coloreados. Por ejemplo el cuarzo puro no tiene color. El pigmento de los minerales
alocromáticos se distribuye en el mineral de forma irregular, formando betas o machas, o bien
trazos gruesos de color. La sensación de color depende, en el caso de a luz monocromática,
solamente de la longitud de las ondas de luz que llegan a la vista. Si la luz consiste de varias
longitudes de onda es, al efecto combinado de éstas, a lo que se debe la sensación de color. El
color de un cuerpo depende de la absorción selectiva que se ejerce sobre la luz trasmitida o
reflejada por él. El color que percibe la vista es el resultado de la mezcla de las ondas que no se
han absorbido
2.3 Punto de fusión y ebullición
2.3.1 Punto de Fusión.
En el fundido de un compuesto iónico, los iones están fuertemente asociados, pero la
agitación térmica es suficiente para que los iones puedan desplazarse entre sí.
En el cristal del NaCl veíamos el ordenamiento que tiene el cual se extiende a través de
toda la red cristalina, lo cual causa fuerzas de atracción intensa a lo largo del cristal.
Cuanto más cercanos se encuentren los iones en un cristal, más intensas son las fuerzas
de atracción y más altos son los puntos de fusión. La distancia entre dos iones de carga
contraria la representaremos por do.
En un conjunto de compuestos con iones de la misma carga, el punto de fusión
disminuye al aumentar do.
NaF NaCl NaBr NaI Todos son monovalente el F-
mas
electronegativo por lo tanto la
atracción electrostática con el Na +
es
alta
Do (Ao
) 2.31 2.81 2.98 3.23
P.F.
(o
C)
988 800 740 660
Si la atracción entre los iones es intensa, la distancia interiónica es pequeña,
entonces más difícil de romper y mayor punto de fusión.
La influencia de la carga de los iones en el punto de fusión se observará en los
siguientes compuestos de la misma estructura en el que en uno la carga del
anión y catión es doble que en el otro.
NaF CaO
Do (A°) 2.31 2.40
PF(°C) 988 2570

8. 8
2
d
qClqNa
E


.
2
d
qq
F


.
2.3.2. Punto de Ebullición.
La variación es semejante como lo muestran los siguientes datos
NaF NaCl NaBr NaI
PF(°C) 1695 1441 1393 1300
2.4 Dureza
Los compuestos iónicos por lo general son sustancias muy duras pero frágiles a la vez. La
resistencia de los cristales a ser rayados aumenta al aumentar la E reticular (es la E
empleada para separar completamente 1 mol de un compuesto sólido iónico en sus iones en
estado gaseoso) y diremos que es duro debido a que presentan fuerzas de atracción electrostática
multidireccionales dentro del cristal iónico por la máxima atracción y mínima repulsión de los
iones en el cristal, de ahí que su forma cristalina es definida.
Se concluye que la dureza, se aumenta con la disminución en la distancia interiónica y se
aumenta con la carga iónica.
Además los iones con una configuración de gas inerte (iones con 8 electrones) producen cristales
más duros que los iones con configuración de seudo gas inerte (18 electrones).
BeO MgO CaO SrO BaO
Ddo(A°) 1.65 2.10 2.40 2.57 2.77
Dureza (Esc. Mohs) 9.0 6.5 4.5 3.5 3.3
Las atracciones coulombicas entre dos especies con carga doble como el MgO, o entre un ión
con 2 cargas y un ión con una carga, como el MgCl2, son mucho más fuertes que las
atracciones entre aniones y cationes de una sola carga.
Entre NaCl y MgCl2 éste es más duro, por ser el Mg un elemento divalente, lo cual hace
intensificar las fuerzas de atracción y minimizar las de repulsión.
Los siguientes datos muestran el efecto de la carga de los iones:

ZZ
AniónCatión NaF
1
MgO
2
ScN
3
TiC
4
do (A°) 2.31 2.10 2.23 2.23
Dureza 3.2 6.5 7.8 8.9
2.5. Solubilidad
Los compuestos iónicos a menudo son solubles en solventes polares que presentan
constantes dieléctricas elevadas. "Constante dieléctrica" se refiere a la capacidad de impedir
la interacción entre los iones (+) y (-), así a mayor E de interacción entre los iones menor
constante dieléctrica. De acuerdo con la Ley de Coulomb existe una energía de interacción
que viene dada por
o
CaCl2 Menos electrón (-)
Es divalente hay mayor
intensidad de fuerza de
atracción que de repulsión

FNa + Electrón (-)
Es monovalente

9. 9
Donde:

qNa
y

qCl = son cargas de los iones
d = distancia entre los centros de los 2 iones
E = Constante dieléctrica o inductancia específica
F = Fuerza de atracción.
La F es directamente proporcional a las cargas opuestas e inversamente proporcionales al
cuadrado de la distancia que separa sus centros.
Tabla de valores de constantes dieléctricas (E) relacionadas con diferentes medios en que
pueden estar los cristales así:
Medio E
Vacío 1.0
Aceite 4.6
Acetonitrilo 33.0
* Agua 81.0
Glicerina 43.0
Amoníaco 23.0
* Presenta mayor constante dieléctrica, lo que indica que en este medio la interacción entre los
iones es menor por lo que nos favorece ese medio para poder romper el cristal
Conclusión:
A mayor energía de Interacción iónica  menor Constante dieléctrica  menor
solubilidad.
A menor Energía de interacción iónica  Mayor constante dieléctrica  Mayor
solubilidad.
Solvente H2O  Hidratación
Otro solvente  solvatación
2.6. Conductividad
La conductividad eléctrica de los compuestos iónicos es posible por la presencia de iones
(+) y (-) que se mueven libremente a la influencia del flujo eléctrico.
En estado sólido los componentes iónicos poseen una conductancia muy baja, puesto que los
iones se mantienen fuertemente unidos en sus posiciones en la Red Cristalina.
En estado fundido y en solución, los componentes iónicos conducen la electricidad debido a la
formación de iones libres móviles, los cuales pueden desplazarse libremente en un campo
eléctrico.
Así de acuerdo a la Ley de Coulomb (la cual establece que la energía potencial o energía de
interacción entre dos iones es directamente proporcional al producto de sus cargas e
inversamente proporcional a la distancia que los separa).
Matemáticamente la representamos así:
r
qq
E


.
 
qq . cargas iónicas
r
qq
KE


.
r = distancia de separación entre los centros de dos iones
E = Constante dieléctrica
K = Constante de proporcionalidad.

10. 10
2.7. Fragilidad
Se refiere a la separación de los iones por una Energía mecánica y no por una Energía térmica,
la cual se suministra a la mitad de la capa cristalina de una Celda Unitaria (cada cristal está
compuesto por celdas unitarias) las fuerzas de atracción se ven disminuidas y se intensifican
las de repulsión, debido a las repulsiones anión- anión y catión- catión, entonces, el cristal se
quiebra. Ejemplo el huevo es frágil y duro a la vez, lo mismo el vidrio. Los cristales iónicos
aún siendo duros son quebradizos y se les puede convertir en polvos al martillarlos.
3. Energía de Red
3.1. Concepto
La energía de Red Cristalina (U) de un compuesto iónico se define como "La energía (Endotérmica)
para separar un mol del compuesto iónico para convertirlo en iones en estado gaseoso.
      kJ/mol788H  
ggs NaClNaCl
3.2. Factores que la determinan
Los factores que determinan la Energía de Red son:
1. Carga iónica
2. Estructura del compuesto iónico
3. Composición del compuesto iónico.
3.3. Ecuación que la representa
Para la formación de los sólidos iónicos se deben considerar todas las atracciones Coulombicas entre
los iones de carga opuesta de un par iónico; así tenemos que dentro de un cristal iónico existe una
energía de atracción y una energía de repulsión las cuales se mantienen equilibradas para la
formación de la Red Cristalina.
Así la Energía de Atracción de un par iónico en el Cristal es.
rE
ZAZ
E
e
R
0
2
4


A = Constante de Madelung
Z
, Z+
= Carga de los iones
2
e = Carga del electrón
E0 = Inductancia específica
r = distancia entre los centros de los iones
Y la energía de Repulsión que Born señala se puede expresar mediante la siguiente expresión:
nR
r
B
E 
Donde:
B = Constante o factor de proporcionalidad
R = distancia entre los iones
n = exponente de Born

11. 11
Entonces podemos decir que la energía (U) para 1 mol de Red Cristalina que contiene un
número de Avogadro (N) es:
n
r
NB
rE
ZANZ
U
e 

0
2
4
"Donde se igualan las fuerzas de atracción electrostática y fuerzas de Repulsión entre los iones"
U = EA +ER .
ESTRUCTURA DE
CRISTAL
A
NaCl 1,7475
CsCl 1,7627
ZnS (blenda) 1,6381
CaF2 (fluorita) 2,5194
TiO2 (rutilo) 2,408
VALORES DE ENERGÍA DE ALGUNOS COMPUESTOS
Compuesto  0E Red (Kj/mol)
Li I 794
NaF 911
NaI 613
KI 641
MgF2 2910
MgO 3938
Observamos que:
El MgO, presenta MAYOR ENERGÍA DE RED, y esto se debe a: Que la fuerza de atracción entre dos
iones de carga opuesta AUMENTA: Con el aumento de la carga iónica, o con la disminución de los
tamaños de los iones.
Al tomar en cuenta los valores de energía de Red hay que considerar que los iones con doble carga (por
ejemplo: Mg++
) en relación a los de una carga (por ejemplo: K+
); presentan mayor Energía de Red, por lo
que se dice que los compuestos del tipo M2+
X2-
tienen punto de fusión particularmente altos. Podemos
concluir que a mayor carga involucrada mayor es la atracción entre los iones, que forma el cristal, por lo
tanto mayor energía de Red y mayor punto de fusión.
Cuando se disuelve un compuesto iónico, la energía necesaria para deshacer los cristales es
proporcionada por la interacción de los iones con el solvente; por lo que el grado de disolución del
sólido también queda determinado al menos parcialmente por su Energía Reticular.
VALORES PARA LA ENERGÍA RETICULAR DE
CRISTALES IÓNICOS
Experimentales Ec. Born-Lande kJ/mol
LiF 1034 1008
LiCl 840,1 811,3
LiBr 781,2 766,3
NaF 914,2 902,0
NaCl 770,3 755,2
NaI 680,7 663,2

12. 12
3.4. Cálculo teórico
Calcular la energía reticular del NaCl utilizando la ecuación de Born – Lade.
3.5. Ciclo de Born Haber (experimental)
Considerando la definición de energía de red, es fácil ver por que estas cantidades no se miden
directamente. Sin embargo, una entalpía reticular asociada de una sal puede relacionarse con otras
cantidades diferentes por medio de un ciclo llamado ciclo de Born – Haber. Si el anion de la sal es un
haluro, entonces todas las demás cantidades del ciclo han sido determinadas independientemente.
Vamos a seguir con el mismo ejemplo del apartado anterior, es decir, la formación del cloruro
sódico (sólido) según la siguiente reacción:
Na (s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s)
La reacción anterior tiene lugar en varios pasos:
1. El sodio metálico sólido, en primer lugar tendrá que separar sus átomos entre sí. Para ello habrá
que aportar la energía de sublimación del Sodio:
i. Na (s) + Esublimación  Na (g) ; Esublimación = 109 KJ/mol
2. Al sodio gas, habrá que arrancarle un electrón para transformarlo en un ion positivo. Para este
proceso necesitaremos aportar la energía de ionización del Sodio:
i. Na (g) + Eionización  Na +
(g) + 1 e-
; Eionización = 496 KJ/mol
3. El Cloro, no metal, en primer lugar tendrá que romper su molécula ya que es diatómico. Para ello
tendremos que aportar la mitad de su energía de disociación, ya que por cada molécula que se
rompe obtenemos dos átomos de Cloro, por lo tanto sólo habrá que disociar medio mol de moléculas de
Cloro para obtener 1 mol de átomos de Cloro.
i. ½ Cl2 (g) + ½ Edisociación  Cl (g) ; ½ Edisociación = 122 KJ/mol
4. Posteriormente, tendremos que aportar un electrón a cada átomo de Cloro para transformarlo en un ion
negativo. Para ello tendremos que aportar la energía de la afinidad electrónica. Dicha energía suele
ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero en el caso de algunos halógenos puede llegar a ser
negativa (energía desprendida):
i. Cl (g) + 1 e-
 Cl -
(g) + Eafinidad ; Eafinidad = -348 KJ/mol
5. Vemos que la energía desprendida no supera a la suministrada; nos faltan 379 KJ/mol. ¿Cómo puede
formarse, entonces, el compuesto iónico?. La respuesta está en la energía reticular, que como ya
hemos definido antes es la energía desprendida al pasar de los iones en estado gaseoso a la

13. 13
formación de 1 mol de sólido cristalino. En efecto, los iones en estado gaseoso se atraen con orden en
la red y así, es evidente que la energía potencial eléctrica se hace menor.
Na +
(g) + Cl -
(g)  NaCl (s) + Ereticular ; = - 790 KJ/mol
La energía sobrante será la desprendida en la formación de 1 mol del compuesto iónico:
ΔEf = E sublimación + E ionización + ½ E disociación + E afinidad + E reticular
= 109 + 496 +122-348 –790
ΔEf = - 411 KJ/mol
Diagrama entalpico del Cloruro de Sodio (Ciclo de Born – Haber)
4. Generalidades del enlace químico.(covalente)
4.1. Reglas que rigen la formación del enlace covalente.
1. La energía de los átomos que comparten los electrones debe ser igual o parecida.
2. Los orbitales atómicos de los electrones que se enlazan deben traslaparse con armonía; es decir, que
los orbitales atómicos cuando se traslapan, deben compartir los electrones en la misma región del
espacio para que el enlace o combinación de orbitales atómicos sea simétrico.
3. Normalmente los electrones se aparean para formar el enlace, cumpliendo el principio de Exclusión
de Pauling que dice que si 2 electrones ocupan el mismo espacio entre los núcleos de los átomos
enlazados, éstos deben estar apareados ().
4. Para la mayoría de las moléculas habrá 8 electrones en la capa de valencia de los átomos enlazados.
5. La repulsión de electrones deben ser reducidas al mínimo, esto es que los electrones de enlace y
electrones de NO enlace (que NO participan en el enlace) deben ordenarse de tal manera que se
eviten al máximo las repulsiones; de eso se encarga la teoría del orbital molecular (T.O.M.)
4.2. Hibridización de orbitales “s”,”p”,y “d”
La hibridización es la mezcla de orbitales atómicos de un átomo para generar un conjunto de nuevos
orbitales atómicos llamados: Orbitales híbridos; el conjunto de orbitales híbridos tienen la misma
capacidad electrónica total y propiedades intermedias a la de los orbitales originales sin hibridizar.
De donde el número de orbitales híbridos es siempre igual al número de orbitales atómicos que se
hibridan. Los orbitales híbridos se nombran indicando el número y clase de orbitales que se hibridan así:

14. 14
333 BH,BF,BCl
222 HgBr,BeCl,BeI
44
2
44 ,,, CFCHSONH 
Hibridación sp.
La hibridización de un orbital s y un orbital p, produce 2 orbitales híbridos sp, cuya geometría
electrónica es lineal, la geometría molecular es lineal e hibridización sp, sobre el átomo central.
Ejemplo: Molécula del tipo: AB2
Hibridación sp2
.
La hibridización de un orbital s y 2 orbitales p, produce 3 orbitales híbridos sp2
sobre el átomo central.
Ejemplo: Molécula del Tipo: AB3
Hibridación sp3
.
La hibridación de un orbital s y 3 orbitales p, produce 4 orbitales híbridos sp3
, cuya geometría
electrónica es Tetraédrica, la geometría molecular es Tetraédrica en hibridización sp3
sobre el átomo
central
Ejemplo: Molécula del Tipo AB4
Hibridación sp3
d.
La hibridación de un orbital s,3 orbitales p y 1 orbital d, produce 5 orbitales híbridos sp3
d, cuya
geometría electrónica es Bipiramidal trigonal.
Ejemplo: PF5 Molécula del Tipo AB4D
Hibridación sp3
d2
.
La hibridación de un orbital s, 3 orbitales p y 2 orbitales d, produce 6 orbitales híbridos sp3
d2
, cuya
geometría electrónica es Tetraédrica, la geometría molecular es Tetraédrica en hibridización sp3
sobre
el átomo central
Los orbitales s pueden seguir combinándose con orbitales "p" y "d" para obtener orbitales híbridos
spd.
Veamos un cuadro que nos refleje la relación entre geometría electrónica y molecular de las
hibridizaciones:
Regiones de
elevada densidad
electrónica
Geometría
molecular
Orbitales atómicos
mezclados de la capa de
valencia del átomo central
Hibridizació
n
2 - Lineal s con un p Sp
3 -Trigonal plana s con dos p Sp2
4 -Tetrraédrica s con tres p Sp3
5 -Bipiramidal
trigonal
s con tres p, uno d Sp3
d
6 -Octaédrica s con tres p, dos d. Sp3
d2
4.3. Forma geométrica de orbitales hibridos
Para deducir la forma geométrica debes tener en cuenta los siguientes aspectos: (Anexo 3)
1. El número total de pares de electrones que hay alrededor del átomo central te ayudará a determinar
la forma espacial de la molécula.

15. 15
2. Fíjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te permitirá deducir si la
molécula es polar o apolar.
3. Por otro lado, también hay que tener en cuenta si los átomos a los que se une el átomo central son
iguales o no, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos también influirá en la simetría o
no de la molécula.
4. Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura espacial de la
molécula contarán como si fuese un solo enlace, sólo que al haber más electrones en una zona
concreta, los ángulos con respecto a los enlaces adyacentes serán mayores.
5. Carga Formal Utilizando estructuras de Lewis
Estructuras de Lewis. Cuando se compara el número de electrones de un átomo aislado con los
electrones asociados al mismo átomo en una estructura de Lewis, es posible determinar la distribución
electrónica en la molécula y dibujar la estructura de Lewis más probable. El procedimiento para contar
los electrones es como sigue:
1. Halle el número total de electrones de valencias suministradas por todos los átomos en la estructura. El
número suministrado por cada elemento de la familia A es el mismo que el número de grupo del
elemento.
a. Para un ion negativo, aumente el número por la carga del ion.
b. Para un ion positivo, disminuya el numero por la carga del ion
2. Determine el número de electrones que se requerirán para dar dos electrones a cada átomo de H
individualmente y 8 electrones a cada uno de los demás átomos individualmente.
No
de e-
para átomos individuales = 2 (No
de átomos de H) + 8(No
de otros átomos)
3. El numero obtenido en el paso 2 menos el numero obtenido en el paso 1, es el numero de electrones que
deben compartirse en la estructura final:
No
de e-
de enlace = (No
de e-
para átomos individuales) – (No
total de e )
4. La mitad del numero de electrones de enlace (paso 3) es el numero de enlaces covalentes en la estructura
final
Nº enlaces covalente en la estructura = No
de e-
de enlace /2
5. Escriba los símbolos para los átomos presentes en la estructura, ordenándolos en la forma en que se
encontraban en la estructura.
6. Indique los enlaces covalentes mediante guiones, escribiéndolos entre los símbolos. Indique un enlace
entre cada para de símbolos y luego use los restantes de la cantidad total calculada en el paso 4 para
hacer enlaces múltiples. Observe que cada átomo de H esta limitado a un enlace.
No
de e-
sin compartir = (No
total de e-
) – (No
de e-
de enlace)
7. El número total de electrones (paso 1) menos el numero de electrones de enlaces (paso 3), es el numero
de electrones sin compartir.
Complete el octeto de electrones de cada átomo (que no sean átomos de H), agregando puntos para
representar los electrones sin compartir.
8. Indique las cargas formales de los átomos donde sea apropiado y evalué la estructura.

16. 16
Cargas Formales.
1. La carga formal de un átomo en una estructura de Lewis puede calcularse mediante el uso de la formula:
Carga Formal = + (No de Grupo) – [(No de Enlace) + (No de e- sin compartir)]
2. En una molécula, la suma de las cargas formales es cero. En un ion, las cargas formales sumadas dan la
carga del ion.
3. Un átomo en una estructura de Lewis que tiene un número de enlaces esperado sobre la base de su
número de grupo, no tiene carga formal. Si es posible una estructura de Lewis debe esquematizarse para
que así todos los átomos tengan estos números de enlaces. Sin embrago, esto no es siempre posible.
4. Los átomos que están unidos entre si en una estructura no debe tener cargas formales del mismo signo.
Una estructura de Lewis en la cual esta regla de carga adyacente se viole, no es generalmente una
descripción exacta de la molécula o ion.
Ejemplos:
1. ClO3
-
2. HNO3
6. Resonancia
En algunos casos las propiedades de una molécula o ion no puede ser representada adecuadamente por una
simple estructura de Lewis. Las dos estructuras de Lewis equivalentes para la molécula de ácido nítrico que
fueron derivadas en el ejemplo 2 son formas en resonancia para la molécula:
La estructura real de la molécula es el intermediario entre las dos formas: los dos enlaces N y O a la
derecha tiene la misma distancia de enlace (121pm), y cada uno de ellos aparece como un enlace doble en
una forma de resonancia y como un enlace único en la otra forma. El enlace N y O a la izquierda (que
se muestra como un enlace único en ambas formas de resonancia) es mas larga que los demás (141 pm).
7. Teoría del enlace Covalente
7.1 Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de valencia (TRPECV)
El fundamento de esta teoría se refiere al estudio de los pares de electrones de la capa de
valencia sobre el átomo central cuando estos se repelen mutuamente y se disponen alrededor del
átomo central de forma que las repulsiones entre ellos sean las menores posibles.
De donde esto produce una separación máxima de las regiones de elevada densidad electrónica
sobre el átomo central.
Un átomo central es cualquier átomo que esta unido a más de un átomo distinto. En algunas
moléculas, puede haber presente más de un átomo central. En tales casos, se determina, a su vez,
la ordenación en torno a cada átomo, con objeto de tener una Visio de conjunto de la forma de
toda la molécula o ion. En primer lugar se cuenta el número de regiones de elevada densidad
electrónica en torno al átomo central, de la manera siguiente:
1. Cada átomo enlazado se contabiliza como una región de elevada densidad
electrónica, independiente de que el enlace sea sencillo, doble o triple.
2. Cada par de electrones de valencia no compartido sobre el átomo central se
contabiliza como una región de elevada densidad electrónica.

17. 17
Ejemplo:
Formula CH4 CO2
Formula de puntos de Lewis
Átomo central C
Numero de átomos enlazados al átomo central 2
Numero de pares no compartidos sobre el átomo
central
0
Número total de regiones de elevada densidad
electrónica sobre el átomo central
2
De acuerdo con la TRPECV, la estructura es más estable cuando las regiones de elevada
densidad electrónica sobre el átomo central están lo más separada posible. Por ejemplo, dos
regiones de elevada densidad electrónica tienen la máxima estabilidad situada a lados opuestos
del átomo central (la disposición lineal). Tres regiones de elevada densidad electrónica son mas
estable cuando se disponen en los vértices de un triangulo equilátero (la disposición plano
trigonal). La disposición de estas regiones de elevada densidad electrónica en torno al átomo
central se denomina geometría electrónica del átomo central.
LIMITACIÓN: la teoría de Lewis sobre el Enlace Químico No explica porque existen las
uniones químicas. Lewis solamente relaciona la formación de un enlace covalente con el
compartimiento de electrones esto constituyo una orientación correcta para explicar las
propiedades observables de las moléculas.
CONCLUSIÓN: La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia
(TRPECV) proporciona un modelo sencillo para predecir la forma de dicha especies.
7.2 Teoría de la Capa de Valencia. (TCV)
Nace para explicar:
1. Los fenómenos de deficiencia de la Regla del Octeto.
2. Para explicar las fuerzas de interacción que determina la energía del enlace
covalente.
3. La geometría de todas las moléculas.
La mecánica cuántica proporciona una explicación más completa del enlace covalente de lo que
lo hace la teoría de Lewis de la compartición de electrones, justificando el papel del par de
electrones en la constitución de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la geometría de las
moléculas formadas.
Consideremos la formación de una molécula de hidrógeno (H2). Cuando los dos átomos de
Hidrógeno se aproximan, sus núcleos atraen cada vez más a las nubes electrónicas del otro
átomo. Llega un momento en que las nubes se solapan parcialmente, con lo que la densidad
electrónica entre los núcleos se ve incrementada. Es esta densidad electrónica elevada la que
mantiene unidos, por atracción electrostática los dos núcleos, quedando así constituida la
molécula.
La formación del enlace H – H, puede expresarse, por tanto, diciendo que se solapan los
orbitales 1s de los dos átomos. El solapamiento supone que ambos orbitales comparten una
región común del espacio entre los dos núcleos, donde podríamos decir que la probabilidad de
encontrar al electrón es máxima.

18. 18
Desde el punto de vista energético, cuando los
átomos están muy separados, no hay interacción
(E=0). Al aproximarse, comienza el solapamiento de
los orbitales 1s y la fuerza de atracción entre los
átomos se incrementa, con lo que la energía potencial
del sistema disminuye y llega a alcanzar un mínimo.
En este momento, el solapamiento es el óptimo y la
distancia entre los núcleos es precisamente la
longitud del enlace H – H de la molécula H2. Si a
partir de este momento, seguimos acercando los
átomos, la energía potencial aumenta debido a la
repulsión ejercida por los dos núcleos de los dos
átomos.
Limitación: No explica las propiedades magnéticas
(diamagnetismo y paramagnetismo) de las moléculas.
Conclusión:
Según la T.E.V. para formar el enlace se requiere:
1. Los electrones de valencia que forman un par de electrones compartidos poseen espines
opuestos ().
2. La densidad electrónica entre 2 núcleos debe ser grande donde el par de electrones se
localiza.
3. Cuanto mayor sea el traslape de los orbitales atómicos que participan en la unión, más
fuerte es el enlace resultante.
Ejemplo: la molécula de NH3
N = 1s2
, 2s2
2p3
CV

19. 19
7.3 Teoría del Orbital Molecular (TOM).
7.3.1. Tipos de interacciones y de orbitales moleculares
Para la teoría del Orbital Molecular se considera que cuando se combinan ondas,
pueden interaccionar de manera: Constructiva o destructiva.
Interacción Constructiva: Se dice que se traslapan los O.A. en fase.
Las ondas resultante de los orbitales atómicos traslapados se SUMAN para producir
una onda más intensa y se produce un orbital molecular enlazante (σ, π).
Interacción Destructiva se dice que se traslapan los O.A. su oposición de fase o en
desfase.
Las ondas se restan con otra y significa que se reduce la probabilidad de encontrar
electrones en la región entre los núcleos y produce un orbital molecular
antienlazante(σ*, π*). de donde, las combinaciones de dos orbitales atómicos dan origen
a dos orbitales moleculares:
a) Enlazante: la densidad electrónica es máxima
b) Antienlazante: la densidad electrónica es nula
Una regla básica importante de la TOM es que el numero de OM que pueden
formarse debe ser igual al numero de orbitales atómico de los átomos constituyentes.
Ejemplos:
No. OA Tipo O.A Producen Tipo O.M
2 O.A 1 s 2 O.M.
2 O.A 2 s 2 O.M.
2 O.A 2px 2 O.M. *
pxpx 22 
2 O.A 2py 2 O.M. *
pypy 22 
2 O.A 2p2 2 O.M. *
pzpz 22 
*
ss 22 
*
ss 11 

20. 20
7.3.2. Reglas para llenar los orbitales moleculares
1. Dos electrones como máximo en cada orbital molecular.
2. Los electrones deben tener espines diferentes, cuando estén en un mismo orbital
molecular.
3. Primero los electrones se van acomodando en los O.M de menor energía posible.
4. Cuando hay orbitales de la misma energía, primero sólo se semillenan los orbitales
y luego se llenan.
Para orbitales "p" cuando lo incluimos en la T.O.M estos pueden interactuar entre sí de
las siguientes formas.
a) Que los orbitales "p" se acerquen a lo largo del eje horizontal para producir O.M.
* de enlace y un O.M  y esto ocurre entre los orbitales px .
b) Que los dos orbitales "p" se traslapen lateralmente y forman un O.M π*
antienlazante; y esto ocurre entre los orbitales py o pz
7.3.3. Diagrama de niveles de energía de orbitales moleculares (Anexo 4)
El enfoque de la TOM a las estructuras electrónicas de las moléculas abarca tres aspectos
fundamentales que son:
1. Los orbitales atómicos (OA) de 2 átomos se combinan para producir 2 orbitales
moleculares (OM).
# de OM = # de OA que participan.
2. Una vez establecido el O.M. deben disponerse en orden de energía creciente.
3. Los electrones de una molécula se distribuyen entre los O.M. disponibles del mismo
modo que los electrones de los átomos neutros se acomodan en sus O.A.

21. 21
Ejemplo:
a) N2 (Homonuclear)
Configuracion electronica N7 Configuracion electronicaN7
Atomo de N7 : 1S2
, 2S2
2P3
Atomo de N7 : 1S2
, 2S2
2P3
N2
2P
2P
OA OM OA
N
N
1S
2S
PX PY PZ
PX PY PZ
1S
2S
σ 1S
σ* 1S
σ 2S
σ* 2S
π* 2PY π* 2PZ
π 2PZ π 2PY
σ 2PX
σ* 2PX

22. 22
b) CO (Heteronuclear)
Configuracion electronica C6 Configuracion electronica O8
Atomo de C6 : 1S2
, 2S2
2P2
Atomo de O8 : 1S2
, 2S2
2P4
CO
2P
2P
OA OM OA
C
O
1S
2S
PX PY PZ
PX PY PZ
1S
2S
σ 1S
σ* 1S
σ 2S
σ* 2S
π* 2PY π* 2PZ
π 2PZ π 2PY
σ 2PX
σ* 2PX

23. 23
Un aporte valioso:
De la Teoría del Orbital Molecular es que explica las propiedades magnéticas de las
moléculas ya sean sencillas como complejas.
Dichas propiedades magnéticas se definen como:
1. Sustancias diamagnéticas: son aquellas cuyos electrones están apareados y por
ello son repelidos débilmente por los campos magnéticos.
2. Sustancias paramagnéticas: son las sustancias que tienen electrones
desapareados y son atraídos débil o fuertemente por los campos magnéticos.
7.3.4. Orden de enlace y estabilidad de enlace
Para determinar la estabilidad de una molécula es necesario llenar el diagrama de
niveles energéticos con el número apropiado de electrones. Este criterio es el ORDEN
DE ENLACE.
Normalmente el orden de enlace se corresponde con el número de enlaces descritos por
la teoría del enlace de valencia. Existen órdenes de enlaces fraccionarios en especies que
contienen un número impar de electrones, tal como la molécula de oxido de nitrógeno,
NO (15 electrones)
8. aplicación de las tres teorías de enlace covalente a moléculas diatómicas
Represente los diagramas de niveles de energia para las moléculas de O2 y NO.
(Utilizar anexo 4)
Fuente Bibliografica
Libros
1. Chang, Raymond. Química, séptima edición. Editorial Mc Graww-Hill Interamericana México, S.A.
de C.V. 2002. Capitulo 9 y 10
2. Liptrop, G.F. Química Inorgánica Moderna, 5º Impresión. Editorial Continental. México. 1988,
Capitulo 5,6 y 7.
3. Mortimer Charles E. Química. Grupo Editorial Interamericana. México. Capitulo 6 y 7.
4. Whitten, Kenneth W. Davis, Raymon E. Peck, M. Larry. Química General. 5o Edición. Mc. Graw-
Hill interamericana de España, S.A.U. 1998. Capitulo 7, 8 y 9.
5. Hanbook de Constantes Físicas de Compuestos Orgánicos e Inorgánicos, 2004.
Fuentes de Internet.
1. http://genesis.uag.mx/edmedia/material/QIno/imagenes/enlaces-qt.jpg
2. http://es.geocities.com
3. http://www.textoscientificos.com
2
ntes)antienlaza.electrones(n-)enlazantes.electrones(n
enlacede
oo
dede
orden 

24. 24
Anexo 1: siete sistemas cristalinos.
Características Dibujo Nombre Ejemplos
Longitudes Axiales /Angulos cristalinos
a = b = c  =  =  = 90º
SISTEMA CÚBICO
NaCl
SnCl
CsCl
Cu
a = b  c  =  =  = 90º
SISTEMA
TETRAGONAL SnO2
Sn
a  b  c  =  =  = 90º
SISTEMA
ORTORRÓMBICO K2SO4
I2
a  b  c  =  = 90º,   90º
SISTEMA
MONOCLÍNICO
KClO3
S
K2Cr2O7
a  b  c       90º
SISTEMA
TRICLINICO CuSO4 .5H2O
a = b = c  =  =   90º
SISTEMA
ROMBOÉDRICO
Al2O3
As
Bi
a = b  c  =  = 90º,  = 120º
SISTEMA
HEXAGONAL
SiO2 Cuarzo
Berilio

25. 25
Anexo 2: Tipos de redes iónicas
NaCl
CsCl CaF2
PRINCIPALES TIPOS DE
REDES IÓNICAS

26. 26
Anexo 3: Forma geométrica de Orbitales Híbridos.

27. 27
Anexo 4: Diagrama de niveles de energía de orbitales moleculares