ENLACE IONICO

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Uno de los experimentos más sencillos consiste en llenar un vaso de precipitado 
con agua de ionizada y sumergir en el un probador de conductividad que tenga 
una bombilla, la cual no encenderá. En seguida se agrega un poco de sal al agua, 
ENLACE IONICO 
se agita y se enciende Arrhenius propuso la explicación moderna: en soluciones 
de sales, las partículas se disocian en iones. 
Arrhenius argumento que 
*el cloruro de sodio en solución se descompone en iones sodio e iones cloruro, 
*pero que estos iones no son lo mismo que los átomos de sodio y cloro 
En otras palabras, el sodio ya no es reactivo ni metálico y el cloro no es verde ni 
toxico 
CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IONICOS: 
*son sólidos, duros y frágiles 
*poseen punto de fusión alto 
*cuando se calientan al estado de fusión, los compuestos conducen electricidad 
si no se descomponen 
Muchos compuestos iónicos se disuelven en disolventes muy polares como el 
agua y cuando lo hacen, la solución es eléctricamente conductora 
* MODELO IONICO Y TAMAÑO DE LOS IONES: 
De acuerdo al concepto de electronegatividad de Pauling, a medida que 
aumenta la diferencia de electronegatividad entre dos átomos unidos de 
forma covalente, el enlace se hace cada vez más polar. Finalmente, la 
diferencia crece a tal punto que el grado de compartición de los electrones es 
insignificante y definimos el enlace como iónico. 
UN ENLACE IONICO ES SIMPLEMENTE LA ATRACCION ELECTROESTATICA ENTRE 
UN ION POSITIVO (CATION) Y UN ION NEGATIVO (ANION) 
En virtud de la baja electronegatividad de los metales y la alta negatividad de los 
no metales, las combinaciones de estas dos clases por lo general encajan en 
categoría de iónicos. 
De acuerdo con el modelo iónico puro algunos de los electrones más externos 
han sido transferido totalmente del elemento de menor electronegatividad al 
elemento de mayor electronegatividad. Este modelo es muy útil pero la gráfica 
de Pauling indica que siempre hay cierto grado pequeño de covalencia, incluso 
cuando la diferencia de electronegatividad es alta 
La conversión de átomos a iones causa un IMPROTANTE CAMBIO EN EL 
TAMAÑO 
La formación de iones metálicos a partir de átomos de metales normalmente 
implica la perdida de los electrones de valencia. El CATION que queda posee 
solo los electrones centrales, por lo tanto, es mucho más pequeño que el 
original. 
* TENDENCIA DE LOS RADIOS IONICOS: 
El radio de los cationes se reduce aún más si los iones tienen carga múltiple. 
Por ejemplo, los iones sodio, magnesio y aluminio, vemos que cada uno de ellos 
posee configuraciones de 10 electrones, la única diferencia son los protones que 
hay en el núcleo, cuanto mayor es el número mayor es la carga nuclear efectiva 
y por lo tanto más intensa es la atracción entre electrones y el núcleo y más 
pequeño es el átomo 
En el caso de los aniones la situación es a la inversa, el ion negativo es más 
grande que el átomo original correspondiente 
Con el mayor número de electrones, la carga nuclear efectiva sobre cada 
electrón externo individual es menor, lo que resulta en una atracción nuclear 
más débil. hay repulsiones Inter electrónicas adicionales entre el electrón 
agregado y los presentes. 
Para una serie bioelectrónica, cuanto más pequeña es la carga nuclear más 
grande es el anión. 
No es posible medir los radios iónicos directamente están sujetos a error. 
Se utilizan los valores de Shannon Prewitt de los radios iónicos, que son más 
exactos 
EL ENLACE IONICO ES EL RESULTADO DE LA ATRACCION DE UN ION POR LOS 
IONES CON CARGA OPUESTA QUE LO RODEAN EN LA RED CRISTALINA. 
* PUNTO DE FUSION: el proceso de fusión implica vencer parcialmente las 
atracciones iónicas y permitir el libre movimiento de los iones en fase liquida. 
Los compuestos iónicos tienen puntos de fusión altos de modo que el enlace 
iónico es bastante fuerte. Cuanto más pequeño es el ion más alto es su punto de 
fusión 
* POLARIZACION Y COVALENCIA: si bien la mayor parte de las 
combinaciones de metales y no metales tienen las características de los 
compuestos iónicos hay excepciones. Estas suceden cuando los electrones de la 
capa externa del anión experimentan una atracción tan intensa hacia el catión 
que se genera un grado significativo de covalencia en el enlace, es decir la 
densidad electrónica del anión se deforma hacia el catión, la llamamos 
POLARIZACION 
Kasimir Fajans hizo un resumen de las reglas que resumen los factores 
favorables a la polarización de un enlace iónico 
1- Un catión es más polarizante si es pequeño y tiene una carga positiva grande 
2- Un anión se polariza con más facilidad si es grande y tiene una carga negativa 
grande 
3- Los cationes que no tienen una configuración de gas noble favorecen la 
polarización 
Una medida del poder polarizante es la DENSIDAD DE CARGA 
 
c arg a _ ion c arg a *1,60*10−19 C 
densidad = = 
volumen 
 
 
4 
π * radio3 
3 
 
Puesto que el radio iónico mismo depende de la carga del ion, encontramos que 
* con carga 1+ o 2+ predomina el comportamiento iónico 
* con carga +3 solo los compuestos con aniones poco polarizables, como el 
fluoruro tienen posibilidades de ser iónicos 
* con carga +4 o más, no existen como iones, y se puede considerar que sus 
compuestos tienen un carácter covalente dominante 
Por ejemplo 
- el óxido de manganeso(II), tiene un punto de fusión cerca de los 1700, en tanto 
que el óxido de manganeso (7) es líquido a temperatura ambiente. El óxido de 
manganeso (II) forma una red cristalina iónica en cambio el óxido de manganeso 
(VII) se compone de moléculas con enlace covalente. 
 
 
La tercera regla de Fajans Los cationes que no tienen una configuración de gas 
noble favorecen la polarización tiene excepciones. Por ejemplo, del ion 
Ag+ , Cu + , Sn2+ , Pb2+ . si consideramos los halogenuros plata observamos que en fase 
solida los iones plata y halogenuro se encuentran acomodados en una red 
cristalina, como cualquier otro compuesto iónico. Sin embargo, se argumenta 
que el traslape de densidad electrónica de cada catión con anión es 
suficientemente grande como para considerar que el proceso de fusión implica 
la formación real de halogenuros de plata. 
Otro indicio es la solubilidad, mientras que los compuestos como los iones 
potasio son muy solubles en agua los de plata son insolubles. 
 
 
* HIDRATACION DE IONES: 
¿Como se disuelven los iones en agua? Esa fuerza es la 
formación de iones dipolo dipolo con las moléculas de 
agua. 
Las moléculas de agua son polares, sus extremos 
oxigenados de las moléculas rodean a los cationes y los 
extremos hidrogenados de otras moléculas agua rodean 
a los aniones. Si las interacciones ion dipolo son más 
intensas que la suma de las atracciones iónicas y las 
fuerzas intermoleculares de las moléculas agua, 
entonces se produce la disolución. 
LOS COMPUESTOS IONICOS SOLO SE DISUELVEN 
CUANDO LAS INTERACCIONES ION DIPOLO 
ESTABLECIDAS CON EL DISOLVENTE SON MUY INTENSAS EN COMPARACION 
CON EL ENLACE IONICO. el disolvente mismo debe ser muy polar 
Cuando un compuesto iónico cristaliza en solución acuosa, suelen quedar 
moléculas de agua incorporadas en el cristal solidos- estos son los denominados 
hidratos. 
En algunos hidratos las moléculas de agua simplemente se encuentran en los 
huecos de la red cristalina, pero en la mayor parte de los hidratos las moléculas 
de agua están estrechamente asociadas con el anión o con el catión. por 
ejemplo: el cloruro de aluminio cristaliza como hexahidrato de cloruro de 
aluminio, de hecho, las seis moléculas de agua se organizan en una distribución 
tetraédrica en torno al ion aluminio, en consecuencia, se presenta la molécula 
como cloruro de hexaacuoaluminio (la molécula de agua se escribe al revés para 
que se establezca que hay interacción ion dipolo con el aluminio) 
* las sales binarias simples de los metales alcalinos, como el cloruro de sodio, 
son anhidras porque la carga de ambos iones es pequeña 
*un ion con carga + de una solución acuosa siempre hidrata a un ion 
hexahidratado en la red cristalina (catión pequeño y fuertemente hidratado) 
*los oxoaniones de carga grande casi siempre están hidratados, aunque no en la 
medida que están los aniones. 
  Ur  so lub le 
  Ur  inso lub le 
 
 
 
 
Las energías involucradas en el enlace iónico son 
1- ENERGIA DE IONIZACION DEL METAL   0  energiaabsorbida 
2- AFINIDAD ELECTRONICA DEL NO METAL A  0  energialiberada 
Ninguna combinación de energía de ionización y afinidad electrónica es 
favorable, por lo tanto, siempre es necesaria 
  
 
3- ENERGIA DE ATRACCION COULOMBICA U = − 
k * z +*z − *e2 
 
 
r 
 
4- ENERGIA DE REPULSION de origen cuánticoU 
ρ = 0,345Amstrong 
 
 
rep 
− 
r 
= b * e ρ 
 
 
 
 
 
 
 
Utotal = k * z +*z − *e
2 *

1− 
ρ 
 
Entre dos iones r  ro  
Para el caso de REDES IONICAS hay que evaluar cada proceso de interacción. Esa 
evaluación está hecha y resumida en lo conoce como la CONSTANTE 
MADELUNG 
* CONSTANTE DE MADELUNG: expresa la suma de interacciones 
electroestáticas (tanto de atracción como de repulsión) en cada mol de la 
especie en estado solido 
¿cómo se calcula? Si consideramos un conjunto de iones distribuidos 
linealmente, con cargas 
alternadas, para llevar al 
máximo las atracciones 
El catión central es atraído 
simultáneamente por los 
dos aniones adyacentes 
que se encuentran a una 
distancia d; es repelido por 
dos cationes a distancia 2d; y atraído nuevamente por dos aniones a distancia 
3d 
 
Si la d=1 se aplica la expresión A = −2 + 
2 
+ 
2
 y el valor de la serie infinita 1,3863 
2 3 
La constante de MADELUNG es un factor geométrico, únicamente depende de 
la estructura 
cristalina, no del 
tamaño ni de la 
carga de los iones. 
 
 
La constante de 
Madelung explica las 
fuerzas de atracción 
y de repulsión entre 
los iones. Sin embargo, cuando los iones se aproximan mucho entre si sus 
orbitales electrónicos ocupados se traslapan y más adelante comienzan a 
aportar un factor de repulsión que aumenta con rapidez a medida que los dos 
núcleos se acercan uno al otro 
Al analizar las interacciones entre iones, en un compuesto solido no puede dejar 
de considerarse el traslape de orbitales, es decir la 
covalencia . 
Esto se denomina energía de repulsión Er = k 
d n 
en la que n, es el exponente de 
Born, que toma valores dependiendo de la configuración electrónica del ion 
correspondiente. 
 
 
* ENERGIA RETICULAR: nos da una medida de la estabilidad de un compuesto 
iónico y se define como la energía necesaria para separar completamente un 
mol de un compuesto iónico solido en sus iones en estado gaseoso. Cuando los 
iones se unen para formar la red cristalina se desprende calor (proceso 
exotérmico) el compuesto iónico es más estable que los iones separados. Para 
romper el compuesto iónico separando los iones que lo forman es necesario dar 
energía (igual a la desprendida que cuando se formó) llamada reticular 
− k * Madelung * z +*z −*e2  ρ  
Ureticular = r 1− 
r
 * NA(avogadro) 
 
 
 
 ρ 
= 
1 
 coefBorn 
ro n 
o  o  
* CICLO DE BORN-HABER: permite obtener la energía reticular de un 
compuesto iónico mediante las siguientes etapas. Analicemos la formación de 
Fluoruro de Litio solido 
 
 
Paso del litio solido a gas. Aplicamos el calor de sublimación 
 
 
Disociación de la molécula de flúor 
 
 
Ionización de 1 mol de litio gas 
 
Adición de un mol de electrones a flúor 
 
 
Combinación de 1 mol de litio y un mol de flúor para dar 
 
 
La suma de las 5 etapas da la reacción global y aplicando la ley de Hess podemos 
determinar la energía reticular 
 
 
Despejamos la última energía 
 
 
 
LA ENERGIA RETICULAR NOS DA UNA IDEA SOBRE LA ESTABILIDAD DEL 
COMPUESTO IONICO. 
CUANTO MAYOR ES LA ENERGIA RETICULAR, MAS ESTABLE ES EL COMPUESTO 
IONICO. 
A MAYOR ENERGIA RETICULAR LOS IONES ESTARAN UNIDOS CON MAS 
FUERZA Y SERA NECESARIO UNA MAYOR TEMPERATURA PARA FUNDIR EL 
SOLIDO 
 
 
* APLICACIONES DEL CICLO: 
1- Cálculo de las afinidades electrónicas 
2- Cálculo de la energía reticular 
3- Cálculo del calor de formación de compuestos hipotéticos 
 
 
 
 
 
 
 
*RED IONICA: 
En general los aniones son muchos más grandes que los cationes, por lo tanto, 
son los aniones los que constituyen el armazón y los cationes, encajan en los 
huecos o intersticios entre los aniones. 
Analicemos los principios generales que se aplican a las redes iónicas 
* se supone que los iones son esferas cargadas, incompresibles y no polarizables. 
Hemos visto que normalmente hay cierto grado de covalencia en todos los 
compuestos iónicos, no obstante, el modelo de esferas duras parece funcionar 
muy bien para la mayor parte de los compuestos que clasificaremos como 
iónicos 
* los iones tienden a rodearse del mayor número de iones de carga opuesta y de 
la forma más compacta posible. Este principio es muy importante en los 
cationes. Por lo común, en la disposición de empaque adoptada , el catión es 
apenas lo suficientemente grande como para permitir que los aniones lo rodeen 
son tocarse unos a otros 
*la relación de cationes a aniones debe reflejar a composición química del 
compuesto. Por ejemplo, la estructura cristalina del cloruro de calcio CaCl2 debe 
consistir en una formación de aniones cloruro con solo la mitad de ese número 
de cationes calcio en esa red. 
 
RELACION DE RADIOS 
anión 
R = 
r + 
r − 
es la relación óptica del radio del catión al del 
 
Valor de relación de 
radio 
Numero de coordinación 
preferido 
Nombre 
0,732 a 0,999 8 Cubica 
0,414 a 0,732 6 Octaédrica 
0,225 a 0,414 4 Tetraédrica 
Sabemos que los sólidos poseen 
*forma propia 
*fuerzas de atracción mucha más gracia de fuerzas de repulsión 
*volumen propio 
*incompresible 
Las partículas de los sólidos están ubicadas en posiciones fijas en el espacio, 
formando CRISTALES. Los sólidos que cumplen con esta última condición se 
denominan SOLIDOS CRISTALINOS 
Los SOLIDOS AMORFOS son en realidad líquidos con muy alta viscosidad. Sus 
partículas se mueven tan lentamente que no se pueden observar sus 
movimientos por ejemplo el vidrio 
ANISOTROPIA: cualquier propiedad que se mide en los sólidos depende de la 
dirección en la cual se mide 
ISOTROPIA: se presenta en gases y líquidos. Las propiedades tienen un único 
valor en cualquier dirección. Los valores de las propiedades son independientes 
de la dirección en la que se miden 
CRISTALES: los átomos presentes forman redes cristalinas. Existen 7 sistemas 
cristalinos que se califican de acuerdo a las dimensiones de la celda unitaria 
CELDA UNITARIA: es la menor porción de la red, que repetida en el espacio 
genera todo el cristal 
Las celdas unitarias se definen entre las dimensiones relativas de las aristas a, b, 
c y los ángulos α, β ,γ 
 
 
 
4 
 
 
 
 
SUSTANCIAS POLIMORFAS: es la posibilidad que tiene una sustancia de 
cristalizar en 2 o más sistemas cristalinos 
Por ejemplo, el Sulfuro de Zinc (ZnS) cristaliza en sistema hexagonal o wurxita y 
cubica o blenda 
ALOTROPIA: existe cuando un elemento puede tener varias formas 
Por ejemplo, el carbono puede tener un sistema cubica o de diamante o 
hexagonal de grafito 
El azufre puede ser monoclínico o rómbico 
ISOMORFISMO: ocurre cuando 2 o más sustancias cristalizan en un mismo 
sistema 
 
Por ejemplo, los alumbres M 
I M III SO 12H2O 
 
M I = Na+ , K + , NH + III Y = Al
3+ , Fe3+ , Cr 3+ 
Los sólidos pueden clasificarse según sus enlaces en IONICOS, COVALENTES, 
MOLECULARES Y METALES 
 
TIPO ENLACE PARTIC 
ULA 
PF Y PEB SOLUBL 
E EN 
AGUA 
SOLUBL 
E EN 
ACEITE 
DUREZA RESISTE 
NCIA A 
GOLPES 
IONICO 
NaCl, 
H2O, 
Na2SO4 
Atracció 
n entre 
iones 
Catione 
s y 
aniones 
Altos Si No Duros Frágiles 
COVALE Copartic Átomos Altos No No Duros Resisten 
4M 
NTES 
C 
(diaman 
te) 
ipación 
de 
electron 
es en el 
núcleo 
 tes 
MOLEC 
ULARES 
I2, 
NAFTALI 
NA, O2, 
N2, H2 
De 
Vander 
Walls 
Molécul 
as 
Bajos No Si Blandos Frágiles 
METALI 
COS 
79% DE 
LA 
TABLA 
PERIODI 
CA 
METALI 
CO 
Catión 
metálic 
o 
Ebullició 
n alto 
de 
fusión 
depend 
e de la 
carga 
No No Dureza 
variable 
Maleabl 
es y 
dúctiles 
 
 
SOLIDOS COVALENTES: las partículas que forman la red son átomos 
eléctricamente neutros. 
Por ejemplo, el DIAMANTE, en cada uno de los vértices del tetraedro hay 1 
átomo de carbono y otro átomo de carbono en el centro del tetraedro 
Hay un gran número de uniones covalentes. La unión es muy fuerte. Las 
moléculas son NO POLARES, y a pesar de ser así es tan grande la fuerza de unión 
que NO SE DISUELVEN EN SOLVENTES NO POLARES, ya que son más resistentes 
que los iónicos a las roturas. Por ejemplo, la arena, el carburo de silicio que se 
utiliza para perforar, en lijas debido a su gran dureza. 
* SOLIDOS IONICOS: en estos solidos existen iones que se atraen debido a sus 
cargas opuestas. Por ejemplo: el cloruro de Sodio 
Todas las sales e hidróxidos son sólidos iónicos y solo algunos óxidos. 
Los sólidos iónicos son sólidos a temperatura ambiente 
Los compuestos iónicos tienen el máximo de solubilidad. En general los 
compuestos iónicos son solubles en agua 
Cuando golpeamos un sólido iónico este se rompe debido al desplazamiento de 
cada capa de iones originándose una repulsión y por lo tanto se rompe. Siempre 
utilizar la regla de SOLUBILIDAD DISUELVE LO SIMILAR 
 
 
* ESTRUCTURAS CARACTERISTICAS DE SOLIDOS IONICOS TIPO MX Y 
MX2: 
 ESTRUCTURA DEL CLORURO SODICO: 
La estructura del cloruro de socio se basa en una 
disposición empaquetamiento cubico compacto 
(etc.) de aniones cloruro voluminosos, en las que los 
cationes ocupan todos los huecos octaédricos 
Cada uno de los iones está rodeado por un octaedro 
de seis contrarios. Por tanto, el número de 
coordinación de cada ion es 6 y se dice que es una 
estructura de coordinación(6,6) 
Para establecer el número de iones que hay de cada tipo en una celda elemental 
se debe tener en cuenta que 
A) El interior: un ion del interior de la celda pertenece completamente a ella y 
cuenta como 1 
B) Las caras: un ion situado en una cara es compartido por dos celdas y 
contribuye con 1/2 a la celda en cuestión 
C) Las aristas: un ion situado en una arista es compartido por cuatro celdas y 
contribuye por tanto 1/4 
D) Los vértices. Un ion de un vértice es compartido por las ocho celdas que 
tienen ese vértice en común y contribuye 1/8 
Este tipo de estructura es adoptada por la mayoría de los haluros alcalinos 
como los de Li, Na, K, Rb y el CsF. También es adoptada por los óxidos de Mg, 
Ca, Sr, Bar y Cd 
 
 
 ESTRUCTURA DEL CLORURO DE CESIO: 
Esta estructura es menos corriente que la anterior y se 
encuentra en CsCl, CsBr y CsI, asi como en algunos 
compuestos formados por iones de radios semejantes 
a estos , entre los que se encuentra el Cloruro de 
amonio 
La estructura del cloruro de cesio tiene una celda 
elemental cubica en la que cada punto reticular está 
ocupado por un ion haluro y el catión metálico se sitúa 
en el centro de la celda o vis reversa 
El número de coordinación de ambos tipos de iones es 8, pues sus radios son 
tan semejantes que es posible esta forma de empaquetamiento (8,8) muy 
favorable energéticamente, con numerosos iones contrarios adyacentes a un 
ion determinado 
 ESTRUCTURA DE LA ESFALERITA: 
Denominada blenda de zinc o ZnS, se basa en una c.c.c cubica centrada en el 
cuerpo expandida de aniones, pero ahora los cationes ocupan uno de los huecos 
tetraédricos 
Cada ion está rodeado de cuatro vecinos (4,4) 
Pero el sulfuro de cinc cristaliza en dos formas polimórficas, la wurzita y la 
blenda. 
La WURZITA se basa en un empaquetamiento hexagonal de los aniones en el 
que los cationes ocupan la mitad de los huecos tetraédricos 
Difiere de la blenda ya que deriva de una disposición empaquetamiento 
hexagonal compacto e.h.c expandida a aniones. La adoptan ZnO, AgI, y un 
polimorfo SiC 
 
La BLENDA está basada como dije antes en un empaquetamiento cubico 
centrado en las caras en el que los cationes ocupan la mitad de los huecos 
tetraédricos- 
Las dos estructuras se presentan en los óxidos y sulfuros de los metales 
divalente como el Be, Zn, Mn, Cd, Hg 
 
 ESTRUCTURA DE LA FLUORITA: Y ANTIFLUORITA 
La estructura de la fluorita o 
fluoruro de calcio CaF2, 
también se basa en una red ccc 
expandida de iones. En ella los 
aniones , de los que hay doble 
de los cationes ocupan dos 
tipos de huecos tetraédricos- 
Los aniones en sus huecos tetraédricos tienen cuatro vecinos inmediatos. El sitio 
del catión está rodeado por una disposición cubica de ocho aniones, por lo que 
la red tiene NC=(8,4) 
La antifluorita, adoptada por el óxido de potasio K2O, es la inversa a la 
estructura fluorita, en el sentido que se han invertido las posiciones de cationes 
y aniones. Los iones oxigeno forman una disposición de cubica centrada en las 
caras y los cationes potasio ocupan los dos huecos tetraédricos 
Su coordinación es opuesta (4,8) 
 
 
 ESTRUCTURA ARSENIURO DE NIQUEL: 
NiAs, su estructura se basa en una disposición empaquetamiento hexagonal 
compacto e.h.c expandida y distorsionada de aniones, pero los átomos de 
níquel ocupan ahora los huecos octaédricos y cada átomo de arsénico está en el 
centro de un prisma trigonal de átomo de níquel 
Es estructura de NiS, FeS y otros sulfuros 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ES 
TRUCTUR 
A DEL 
RUTILO 
TiO2, es también un ejemplo de red de aniones 
ehc pero ahora los cationes ocupan solo la mitad 
de los huecos octaédricos 
Esta disposición determina que la estructura sea tetragonal(lo que refleja la 
fuerte tendencia del titanio a adquirir coordinación octaédrica) 
La estructura consta de octaedros TiO6, con los átomos de oxígeno compartidos 
por átomos de titanio vecinos. Cada átomo de titanio está rodeado por 6 
átomos de oxígeno y cada átomo de oxígeno está rodeado por 3 de titanio, es 
decir NC=(6,3) 
También el SnO2 denominada casiderita y varios fluoruros tienen la estructura 
del rutilo del tipo MgF2, NiF2, o el MnO2 y WO2 
 
 
 ESTRUCTURA DEL TIPO PEROVSKITA: 
CaTiO3, posee una estructura que es el prototipo de 
muchos solidos de composición ABX3, 
particularmente óxidos- 
En forma idealizada es cubica, con los átomos A 
ocupando el centro del cubo y rodeado por 12 
átomos del tipo X y átomos B ocupando los vértices 
del cubo y rodeado por 6 átomos X 
La suma de las cargas de los iones positivos de A y B debe ser 6. 
La estructura está relacionada con materiales con propiedades eléctricas muy 
interesantes como los sólidos piezoeléctricos, ferroeléctricos y 
superconductores de alta temperatura 
* DEFECTO RETICULARES: Sabemos que un cristal perfecto es aquel en el que 
todos los átomos se encuentran en reposo, situados correctamente en su 
correspondiente posición de red cristalina, ahora un cristal imperfecto es aquel 
que posee defectos, una variación en el ordenamiento regular de los átomos o 
moléculas de un cristal. Estos defectos producen una disminución de la energía 
libre de Gibbs 
Los defectos pueden 
ser 
* 
ESTEQUIOMETRICOS: 
o intrínsecos son 
aquellos que no 
producen un cambio 
en la composición del 
cristal, es decir se 
conserva la 
estequiometria 
*NO ESTEQUIOMETRICOS: o extrínsecos, que generan un cambio en la 
composición del cristal 
 
* DEFECTO SCHOTTKY: 
En un compuesto MaXb, el defecto consiste en la existencia de a posiciones 
catiónicas y b posiciones aniónicas vacantes. 
Las vacantes pueden distribuirse al azar por toda la red o presentarse de a pares 
MX 
Se da en haluros alcalinos 
 
CONCENTRACION DE DEFECTOS 
SCHOTTK 
Y 
 
ns = N * e 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- son estequiométricos-el modelo funciona en sistemas iónicos 
-consiste en un par de sitios vacantes aniones y 
catiónicos que se forman debido a la migración 
-se preserva la electroneutralidad 
La energía de disociación es del orden de 1,3eV 
 
* DEFECTO FRENKEL: implica la 
existencia de on en una posición 
intersticial que generalmente esta vacía, 
con lo que su posición normal queda 
vacante 
Se da en AgCl, con Ag intersticial o CaF2 
con F intersticial 
CONCENTRACION DE 
DEFECTO FRENKEL 
 − 
Nf = NN * e 2kT 
 
 
*pueden presentarse en la 
malla de cationes o malla de 
aniones 
*son más frecuente en los 
cationes debido al radio iónico de estos y la facilidad para acomodarse en sitios 
intersticiales 
*lo presentan las estructuras de tipo fluorita CaF2, SrF2 
 
 
* CENTROS F DE COLOR: 
Un centro F es un electrón atrapado en una vacante 
aniónica 
Se pueden crear centros F, calentando un haluro alcalino 
en vapor de un metal alcalino, o por irradiación X, de 
neutrones o UV 
Se llama centro de color porque es la causa de absorción óptica que da lugar al 
color del compuesto- el color del cristal se debe a la luz que transmite o refleja. 
La absorción es característica del cristal y no del vapor del metal 
 
 
* REGLA DE LA RELACION DE RADIOS: nos permite predecir que estructura 
adoptara el compuesto iónica, inestable o estable. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DENSIDAD TEORICA DE UN CRISTAL puesto que la densidad es la misma en 
todo el cristal, podemos calcularla a partir de la porción mínima de cristal es 
decir su celda unitaria 
 
 
 
δ = 
M * Z 
*G 
V 
M = pesomolec 
Z = numerodemolecenceldaunitaria 
G = cons tan te = 1,65*10−24