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1. El enlace químico.
Unidad 6.

2. 2
Contenidos (1)
1.- El enlace químico.
1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización.
1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis.
2.- Justificación de la fórmula de los
principales compuestos binarios.
3.- Enlace covalente coordinado.
4.- Parámetros que caracterizan a los
compuestos covalentes.

3. 3
Contenidos (2)
5.- Carácter iónico del enlace covalente.
6.- Momento dipolar. Geometría de los
compuestos covalentes.
7.- Fuerzas intermoleculares.
7.1. Enlace de Hidrógeno.
7.2. Fuerzas de Van der Waals
8.- Introducción al enlace metálico.
9.- Propiedades de los compuestos
iónicos, covalentes y metálicos.

4. 4
Enlace químico
 Son las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos entre sí para formar moléculas o iones.
 Son de tipo eléctrico.
 Al formarse un enlace se desprende energía.
 La distancia a la que se colocan los átomos es a
la que se desprende mayor energía
produciéndose la máxima estabilidad.
 Los átomos se unen pues, porque así tienen una
menor energía y mayor estabilidad que estando
separado.

5. 5
Diagrama de energía en la
formación de una molécula de H2

6. 6
Estabilidad en un átomo.
 Generalmente, los a´tomos buscan su máxima
estabilidad adoptando un a configuración
electrónica similar a la que tienen los gases
nobles (1 s2 o n s2p6).
 El comportamiento químico de los átomos viene
determinado por la estructura electrónica de
su última capa (capa de valencia).
 Para conseguir la conf. electrónica de gas
noble, los átomos perderán, capturarán o
compartirán electrones (regla del octeto).

7. 7
Tipos de enlaces
 Iónico: unen iones entre sí.
 Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
– Covalente
– Metálico
 Intermolecular: unen unas moléculas a
otras.

8. 8
Enlace iónico
 Se da entre metales y no-metales.
 Los metales tienen, en general, pocos
electrones en su capa de valencia y tienden a
perderlos para quedar con la capa anterior
completa (estructura de gas noble)
convirtiéndose en cationes.
 Los no-metales tienen casi completa su capa
de valencia y tienden a capturar los
electrones que les faltan convirtiéndose en
aniones y conseguir asimismo la estructura
de gas noble.

9. 9
Reacciones de ionización
 Los metales se ionizan perdiendo electrones:
 M – n e–  Mn+
 Los no-metales se ionizan ganando electrones:
 N + n e–  Nn–
 Ejemplos:
 Metales: Na – 1 e–  Na+
Ca – 2 e–  Ca2+
Fe – 3 e–  Fe3+
 No-metales: Cl + 1 e–  Cl–
O + 2 e–  O2–

10. 10
Enlace iónico (cont)
 En enlace iónico se da por la atracción
electrostática entre cargas de distinto signo,
formando una estructura cristalina.
 Ejemplo: Na –––––– Na+
1 e–
Cl –––––– Cl–
El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl–
uniéndose a todos ellos con la misma fuerza,
es decir, no existe una fuerza especial entre el
Cl– y el Na+ que le dio el e–.
 La fórmula de estos compuestos es empírica.

11. 11
Ejemplo: Escribir las reacciones de
ionización y deducir la fórmula del
compuesto iónico formado por oxígeno y
aluminio.
 Las reacciones de ionización serán:
 (1) Al – 3 e–  Al3+
(2) O + 2 e–  O2–
 Como el número de electrones no coincide,
para hacerlos coincidir se multiplica la
reacción (1) ·2 y la (2) · 3.
 2 ·(1) 2 Al – 6 e–  2 Al3+
3 ·(2) 3 O + 6 e–  3 O2–
 Sumando: 2 Al + 3 O  2 Al3++ 3 O2–
 La fórmula empírica será Al2O3

12. 12
Estructura de compuestos
iónicos (cloruro de sodio)
 Se forma una
estructura
cristalina
tridimensional
en donde
todos los
enlaces son
igualmente
fuertes.

13. 13
Propiedades de los
compuestos iónicos
 Duros.
 Punto de fusión y ebullición altos.
 Sólo solubles en disolventes polares.
 Conductores en estado disuelto o
fundido.
 Frágiles.

14. 14
Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
Fragilidad

15. 15
Enlace covalente
 Se da entre dos átomos no-metálicos
por compartición de e– de valencia.
 La pareja de e– (generalmente un e– de
cada átomo) pasan a girar alrededor de
ambos átomos en un orbital molecular.
 Si uno de los átomos pone los 2 e– y el
otro ninguno se denomina ”enlace
covalente coordinado” o “dativo”.

16. 16
Estructura de Lewis.
 Consiste en representar con puntos “·” o “x”
los e– de la capa de valencia.
 Ejemplos:
 Grupo: 17 16 15 14
 Átomo: Cl O N C
 Nº e– val. 7 6 5 4
 ·· · ·
·
: Cl · : O · : N · · C ·
·· ·· ·
·

17. 17
Enlace covalente.
 Puede ser:
 Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.
 Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.
 Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.
 No es posible un enlace covalente cuádruple
entre dos átomos por razones geométricas.

18. 18
Tipos de enlace covalente.
 Enlace covalente puro
– Se da entre dos átomos iguales.
 Enlace covalente polar
– Se da entre dos átomos distintos.
– Es un híbrido entre el enlace covalente
puro y el enlace iónico.

19. 19
Ejemplos de
enlace covalente puro.
 Se da entre dos átomos iguales.
 Fórmula
 2 H · (H · + x H)  H ·x H ; H–H  H2
 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
2 :Cl · :Cl· + xCl:  :Cl·xCl: ; :Cl–Cl:  Cl2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
 · · x ·x
2 :O· :O· + xO:  :O·xO: ; :O=O:  O2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
 · · x ·x
2 :N· :N· + xN:  :N·xN: ; :NN:  N2
· · x ·x
Enl. covalente simple
Enl. covalente triple
Enl. covalente doble

20. 20
Enlace covalente polar (entre
dos no-metales distintos).
 Todos los átomos deben tener 8 e– en su
última capa (regla del octeto) a excepción del
hidrógeno que completa su única capa con
tan sólo 2 e– .
 La pareja de e– compartidos se encuentra
desplazada hacia el elemento más
electronegativo, por lo que aparece una
fracción de carga negativa “–” sobre éste y
una fracción de carga positiva sobre el
elemento menos electronegativo “+”.

21. 21
Ejemplos de
enlace covalente polar.
 ·· ·· ··
:Cl · + x H  :Cl ·x H ; :Cl–H  HCl
·· ·· ··
 ·· ·· ··
· O · + 2 x H  Hx ·O ·x H ; H–O–H  H2O
·· ·· ··
 ·· ·· ··
· N · + 3 x H  Hx ·N ·x H ; H–N–H  NH3
· ·x |
H H
 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· O · + 2 x Cl:  :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl:  Cl2O
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
–+
–+
–+
+–
–+

22. 22
Ejercicio: Escribe la representación de
Lewis y decide cuál será la fórmula
de un compuesto formado por Si y S.
 La representación de Lewis de cada átomo es:
 · ·
· Si · (grupo 14) : S · (grupo 16)
· ··
 La representación de Lewis de molecular será:
 ·· ··
: S = Si = S :
 La fórmula molecular será pues: SiS2

23. 23Cuatro elementos diferentes A,B,C,D
tienen número atómico 6,9,13 y 19
respectivamente. Se desea saber: a) El número de
electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su
clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de
los compuestos que B puede formar con los demás
ordenándolos del más iónico al más covalente.
Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal
A 6 4 No-metal
B 9 7 No-metal
C 13 3 Metal
D 19 1 Metal
c) DB < CB3 < AB4 < B2
Cuestión de
Selectividad
(Septiembre 97)

24. 26
Enlace covalente coordinado.
 Se forma cuando uno de los átomos pone
los 2 e– y el otro ninguno.
 Se representa con una flecha “” que
parte del átomo que pone la pareja de e– .
 Ejemplo:
 ·· ··
Hx ·O ·x H + H+  H–O–H  H3O+
·· 
H
+
+
+

25. 27
Compuestos covalentes
atómicos.
 Forman enlaces
covalentes simples
en dos o tres
dimensiones del
espacio con
átomos distintos.
 Ejemplos:
 SiO2, C (diamante),
C (grafito)
ESTRUCTURA DEL GRAFITO

26. 28
Propiedades de los
compuestos covalentes
 Moleculares
 Puntos de fusión y
ebullición bajos.
 Los comp.covalentes
apolares (puros) son
solubles en disolventes
apolares y los polares
en disolventes polares.
 Conductividad parcial
sólo en compuestos
polares.
 Atómicos
 Puntos de fusión y
ebullición muy
elevados.
 Insolubles en todos
los disolventes.
 No conductores (el
grafito sí presenta
conductividad por la
deslocalización de un e–
de cada átomo).

27. 29
Enlace metálico.
 Se da entre átomos metálicos.
 Todos tienden a ceder e– .
 Los cationes forman una estructura cristalina,
y los e– ocupan los intersticios que quedan
libres en ella sin estar fijados a ningún catión
concreto (mar de e– ).
 Los e– están, pues bastante libres, pero
estabilizan la estructura al tener carga
contraria a los cationes.

28. 30
Empaquetamiento de cationes
metálicos.

29. 31
Propiedades de los compuestos
metálicos.
 Punto de fusión y ebullición
muy variado (aunque suelen
ser más bien alto)
 Son muy solubles en estado
fundido en otros metales
formando aleaciones.
 Muy buenos conductores en
estado sólido.
 Son dúctiles y maleables
(no frágiles).
presión

30. 32
Fuerzas intermoleculares
 Enlace (puente) de hidrógeno
– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser
uno de los elementos muy electronegativo y el
otro un átomo de H, que al tener “+” y ser muy
pequeño permite acercarse mucho a otra
molécula.
 Fuerzas de Van der Waals:
– Fuerzas de dispersión (London)
– Atracción dipolo-dipolo

31. 33
Fuerzas intermoleculares (cont.)
 Fuerzas de dispersión (London):
– Aparecen entre moléculas apolares. En un
momento dado la nube electrónica se
desplaza al azar hacia uno de los átomos y la
molécula queda polarizada instantáneamente.
Este dipolo instantáneo induce la formación
de dipolos en moléculas adyacentes.
 Atracción dipolo-dipolo:
– Se da entre moléculas polares. Al ser los
dipolos permanentes la unión es más fuerte.

32. 34
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión
Enlace de hidrógeno
Atracción dipolo-dipolo

33. 35
Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)