El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos entre átomos y moléculas, incluyendo enlaces iónicos, metálicos y covalentes. Explica que las propiedades de las sustancias dependen del tipo de enlace entre sus partículas. También describe las fuerzas intermoleculares como las fuerzas de Van der Waals que mantienen unidas las moléculas.

1. EL ENLACE QUÍMICO

2. 1. La mina de un lápiz se compone de grafito y
arcilla. El grafito es una sustancia simple formada
por átomos de carbono. Existe otra sustancia
simple formada también por átomos de carbono
llamada diamante.
¿Cuál es la causa de que ambas sustancias
tengan propiedades tan distintas y sin embargo
estén formadas por el mismo tipo de átomo?
…

3. Las propiedades características de las
sustancias están relacionadas con la forma
en que están unidas sus partículas y las
fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de
ENLACE que existe entre sus partículas.

4. Una primera aproximación para
interpretar el enlace
 A principios del siglo XX, el científico Lewis,
observando la poca reactividad de los gases
nobles (estructura de 8 electrones en su último
nivel),sugirió que los átomos al enlazarse
“tienden” a adquirir una distribución de
electrones de valencia igual a la
del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO

5. Clasificación de los elementos de
acuerdo con la regla del octeto
 Metales:baja electronegatividad, baja
energía de ionización. Tienden a soltar
electrones.
 No metales:alta electronegatividad.
Tienden a coger electrones

6. Según el tipo de átomos que se
unen:
 Metal – No metal: uno cede y otro coge
electrones (cationes y aniones)
 No metal – No metal: ambos cogen
electrones, comparten electrones
 Metal – Metal: ambos ceden electrones

7. “Molécula” de NaCl
“Diagramas de Lewis”

8. “Molécula” de MgF2

9. Moléculas de H2 y O2

10. Moléculas de N2 y CO2

11. Tipos de enlace
Iónico
Metálico
Covalente

12. Enlace iónico
 El compuesto iónico se forma al
reaccionar un metal con un no metal.
 Los átomos del metal pierden electrones
(se forma un catión) y los acepta el no
metal (se forma un anión).
 Los iones de distinta carga se atraen
eléctricamente, se ordenan y forman una
red iónica. Los compuestos iónicos no
están formados por moléculas.

13. Enlace iónico entre Cl y Na: formación del
ión Cl- y Na+

14. Redes iónicas
NaCl CsCl

15. Propiedades compuestos iónicos
 Elevados puntos de fusión y ebullición
 Solubles en agua
 No conducen la electricidad en estado
sólido, pero sí en estado disuelto o
fundido (Reacción química: electrolisis)
 Al intentar deformarlos se rompe el cristal
(fragilidad)

16. Enlace metálico
 Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un
mismo elemento metálico (baja electronegatividad).
 Los átomos del elemento metálico pierden algunos
electrones, formándose un catión o “resto metálico”.
 Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones:
conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no
pertenecen a ningún átomo en particular.
 Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el
mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una
red metálica: las sustancias metálicas tampoco están
formadas por moléculas.

17. Fe
El modelo del mar de electrones representa al
metal como un conjunto de cationes ocupando
las posiciones fijas de la red, y los electrones
libres moviéndose con facilidad, sin estar
confinados a ningún catión específico

18. Propiedades sustancias metálicas
 Elevados puntos de fusión y ebullición
 Insolubles en agua
 Conducen la electricidad incluso en
estado sólido (sólo se calientan: cambio
físico). La conductividad es mayor a bajas
temperaturas.
 Pueden deformarse sin romperse

19. Enlace covalente
Los compuestos covalentes se
originan por la compartición de
electrones entre átomos no
metálicos.
Electrones muy localizados.

20. Diferentes tipos de enlace
covalente
 Enlace covalente normal:
 Simple
 Múltiple: doble o triple
 Polaridad del enlace:
 Apolar
 Polar
 Enlace covalente dativo o coordinado

21. Enlace covalente normal
 Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple
 Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble
 Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

22. Polaridad del enlace covalente
 Enlace covalente apolar: entre átomos de
idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los
electrones compartidos pertenencen por igual a
los dos átomos.
 Enlace covalente polar: entre átomos de distinta
electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones
compartidos están más desplazados hacia el
átomo más electronegativo. Aparecen zonas de
mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas
de mayor densidad de carga negativa ( δ-)

23. Enlace covalente dativo o coordinado
 Cuando el par de electrones compartidos
pertenece sólo a uno de los átomos se
presenta un enlace covalente
coordinado o dativo.

24. Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O:
˙˙ ˙˙
Molécula de SO2: enlace covalente
doble y un enlace covalente ˙˙
:O ← S ═ O:
coordinado o dativo ˙˙ ˙˙ ˙˙
Molécula de SO3: enlace covalente doble ˙˙
:O ← S ═ O:
y dos enlaces covalentes coordinado o ˙˙ ↓ ˙˙
dativo
:O:
˙˙

25. Redes covalentes
Diamante: tetraedros Grafito: láminas de
de átomos de carbono átomos de carbono
La unión entre átomos que comparten
electrones es muy difícil de romper. Los
electrones compartidos están muy localizados.

26. Moléculas covalentes
 Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2,
O2, F2…)
 Si el enlace es polar:
 Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos
permanentes)
 Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)

27. Moléculas covalentes polares:
el centro geométrico de δ- no coincide con
el centro geométrico de δ+

28. Moléculas covalentes apolares:
el centro geométrico de δ- coincide con el
centro geométrico de δ+
En el CO2 existen enlaces covalentes polares y, sin
embargo, la molécula covalente no es polar. Esto
es debido a que la molécula presenta una
estructura lineal y se anulan los efectos de los
dipolos de los enlaces C-O.
δ- δ+ δ-
O─C─O

29. Propiedades compuestos
covalentes (moleculares)
 No conducen la electricidad
 Solubles: moléculas apolares – apolares
 Insolubles: moléculas polares - polares
 Bajos puntos de fusión y ebullición…
 ¿Fuerzas intermoleculares?

30. Fuerza intermoleculares o
fuerzas de Van der Waals
 Fuerzas entre dipolos permanentes
 Fuerzas de enlace de hidrógeno
 Fuerzas entre dipolos transitorios
(Fuerzas de London)

31. Fuerzas entre moléculas polares
(dipolos permanentes)
HCl, HBr, HI…
+ - + -

32. Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo
de hidrógeno está unido a átomos muy
electronegativos (F, O, N), queda prácticamente
convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese
átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente
(corta distancia) a la zona de carga negativa de
otras moléculas
HF
H2O
NH3

33. Enlace de hidrógeno en la molécula de
agua

34. Enlace de hidrógeno
Este tipo de enlace es el responsable de
la existencia del agua en estado líquido y
sólido.
Estructura del hielo y del agua
líquida

35. Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas
de London)
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones
de los electrones de una zona a otra de la
molécula, siendo más fáciles de formar cuanto
más grande sea la molécula: las fuerzas de
London aumentan con la masa molecular.