La teoría del enlace de valencia explica la formación de enlaces covalentes mediante el solapamiento de orbitales atómicos. Los compuestos iónicos consisten en redes cristalinas formadas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Los compuestos iónicos tienden a ser sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados debido a las intensas fuerzas de Coulomb entre los iones.

1. 3.2.1.1 Teorías del enlace de Valencia.
La teoría del enlace de valencia explica la naturaleza de un enlace químico en
una molécula, en términos de las valencias atómicas. La teoría del enlace de valencia
resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de
electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por
la regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con
la teoría del orbital molecular.
Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia es la condición de máximo
traslape que conduce a la formación de los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se
usa para explicar la formación de enlaces covalentes en muchas moléculas.
3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular.
En química, la Teoría de los Orbitales Moleculares (OM), es un método para determinar
el enlace químico 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.
Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, 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.

2. 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.
Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, el número de orbitales moleculares es
igual al número de orbitales atómicos que se solapan. El orbital molecular de menor
energía se forma cuando se solapan dos orbitales atómicos que están en fase. Este
orbital contiene a los dos electrones y mantiene a los dos átomos unidos, por lo que se
denomina orbital molecular enlazante.
3.3 Enlace iónico.
En Química un enlace iónico es la unión de átomos que resulta de la presencia de
atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno
fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro
fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace,
uno de los átomos capta electrones del otro.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga
opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las
propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos
cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor,
como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son
solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.
Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen
una diferencia de electronegatividad de ΔEN = 2 o mayor. Este tipo de enlace fue
propuesto por Walther Kossel en 1916.
En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo mas
electropositivo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo.
El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se

3. combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el
segundo:
NaCl → Na+Cl-
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.
HCl + NaOH ---> NaCl + H2O
(ácido clorhídrico + hidróxido de sodio =cloruro de sodio + agua)

4. 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 distribuidas
desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales. Los
cristalografías clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros llama
sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los
centros de las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos
recibe el nombre de celdilla unidad.
Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado índice de coordinación que
podemos definir como el número de iones de un signo que rodean a un ion de signo
opuesto. Podrán existir, según los casos, índices diferentes para el catión y para el
anión.
El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que cristalice un
compuesto iónico dependen de dos factores:
• Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias de
equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida eni espacio de
la red.
• Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga la
electroneutralidad del cristal.