enlace quimico

1. Enlace Químico
Mg Q.F. DANILO BARRETO YAYA

2. ¿Qué entendemos por enlace
químico?
• Se refiere al conjunto de fuerzas que mantienen
unidos a los átomos, iones o moléculas que forman
parte de la materia.
• Para explicar la formación de estos enlaces, debemos
recordar el concepto de electrones de valencia.

3. ¿Por qué se unen los átomos?
• Los átomos, moléculas e iones y
se unen entre sí para tener la
mínima energía, lo que equivale
a decir de máxima estabilidad.
• Se unen utilizando los
electrones más externos (de
valencia).
Diagrama de energía frente a distancia interatómica
• Todo elemento químico forma enlaces para
ganar estabilidad, es decir, para parecerse a
los gases nobles, completando o llenando el
último nivel de energía.
• Para logar dicha estabilidad los elementos
pueden ganar electrones, perder electrones,
compartirlos o bien establecer interacciones
entre las moléculas.

4. Enlace químico
Intramoleculares
Iónico Covalente
Simples, dobles,
triples
Dativo o
coordinado
Metálico
Intermoleculares
Entre moléculas
iguales o
diferentes

5. Tipos de enlaces
• Atómicos:
• Iónico
• Covalente
• Metálico
• Intermoleculares:
• Fuerzas de Van de Waals
• Enlaces de hidrógeno
• Fuerzas dipolo-dipolo

6. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO

7. TEORIAS SOBRE EL ENLACE
QUIMICO
Hacia 1916 G.N.Lewis (2) y R.Kossel (1),
propuesiron las siguientes teorias:
• Un enlace iónico resulta de la transferencia
de electrones de un átomo a otro
• Un enlace covalente es el resultado de
compartir un par de electrones entre dos
átomos
•Los átomos transfieren o comparten
electrones para alcanzar una configuración
electrónica que los hace estable
energéticamente y que coincide con la
configuración del gas noble
1
2

8. ¿Por qué se forman los enlaces?
• Todo elemento químico forma enlaces para ganar
estabilidad, es decir, para parecerse a los gases
nobles, completando o llenando el último nivel de
energía.
• Para logar dicha estabilidad los elementos pueden
ganar electrones, perder electrones, compartirlos o
bien establecer interacciones entre las moléculas.

9. Sin embargo, existen reglas que indican
cuando un átomo alcanza estabilidad…
• Regla del octeto: cuando los átomos forman enlace
deben completar su última capa, ya sea cediendo,
captando o compartiendo electrones, así, adquirirán
la configuración electrónica del gas noble más
cercano. Cuando se completa con ocho electrones se
dice que se cumplió con la regla del octeto.

10. Electrones de valencia
Por lo tanto, los electrones de
valencia son aquellos que se
ubican en el último nivel de
energía.
Son los responsables de las
reacciones químicas, los que se
consideran para el proceso de
formación de enlaces químicos.

11. Pasos para determinar electrones
de valencia
1. Conocer el número atómico
(Z)
14
7 N (Z = 7)
2. Escribir la configuración
electrónica.
1s2 2s2 2p3
3. Marcar el último nivel de
energía.
1s2 2s2 2p3
4. Sumar los electrones del
último nivel de energía.
e – valencia: 5

12. Metales (cede electrones)
Aluminio (Z=13)
No metales (captan
electrones)
Azufre (Z=16)
Átomo Al = 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p1
: Al .
S = 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p4
. .
. S .
. .
Ion Al 3 +
1s2 2s2 2p6 (Al) 3+
S 2-
1s2 2s2 2p6 3s 2 3p4
. .
( : S : ) 2 –
. .
Gas noble más
cercano
Ne 1s2 2s2 2p6
. .
: Ne :
. .
Ar 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6
. .
: Ar :
. .

13. Estructura de Lewis
• Es una forma de representar de manera sencilla la
formación de enlaces químicos y que consiste en
poner el símbolo del elemento rodeado de sus
electrones de valencia, los que se simbolizan por
puntos o cruces.

14. Pasos para determinar la estructura de
Lewis
Primero: se siguen los pasos para determinar
los electrones de valencia.
1s2 2s2 2p3
Electrones de valencia: 5
Segundo: se determina el orden en que se
deben poner los electrones aplicando la regla
de Hund
Tercero: se anota el símbolo y, a su alrededor,
con puntos o cruces, los electrones de
valencia.
.
: N .
·

15. SÍMBOLO DE LEWIS

16. Enlace Metálico
• Es la fuerza de atracción que se establece
entre un gran número de iones positivos
que se mantienen unidos por una nube
de electrones.
• La red cristalina de un metal está
compuesto por un número indefinido de
iones positivos (cationes) que se
encuentran rodeados por una nube
electrónica formada por los electrones de
valencia de los átomos metálicos. La
deslocalización de estos electrones se
traduce en una gran fuerza de cohesión.

17. Los electrones de valencia se mueven a
través del metal. Forman enlaces
deslocalizados con los iones positivos

18. Enlace iónico
• Se produce por la transferencia de electrones de un
átomo a otro; generalmente entre un elemento
metálico (que cede electrones) y un no metal (que capta
electrones). Producto de lo anterior, el metal se
convierte en catión y el no metal en anión.
11 Na = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s1  Estructura de Lewis  Na .
17 Cl = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s2 3 p 5  Estructura de Lewis  : Cl .
. .
. .

19. Enlace iónico

20. Enlace Ionico y Estructura de
Compuestos Ionicos
• Los iones poliatomicos trabajan de la misma forma como los iones
simples.
 Los enlaces covalentes unen a los átomos en los iones poliatómicos,
mientras que estos se unen entre sí mediante atracción electrostática.
Compuestos Iónicos que Contienen Iones Poliatomicos

21. Estructura cristalina
• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan
regularmente en el espacio de la manera más
compacta posible.
• Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando
lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres
direcciones del espacio.
• La geometría viene condicionada por el tamaño
relativo de los iones y por la neutralidad global del
cristal.
• Índice de coordinación:
• Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion
dado”.
• Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice
de coordinación.
F Ca2+

22. No se olvide ….
• Electronegatividad es la atracción que un átomo tiene
por un par de electrones enlazados.
• La electronegatividad incrementa a lo largo de un
period y de abajo hacia arriba en un grupo (columna).

23. H
2.1
Elemento más
electronegativo
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
1.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Cs
0.7
Ba
0.9
La
1.1
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Fr
0.7
Ra
0.9
Ac
1.1
Th
1.3
Pa
1.5
U
1.7
Np – Lw
1.3
Elemento menos electronegativo
ELECTRONEGATIVIDAD

24. DIFERENCIA ELECTRONEGATIVIDAD ( EN)
4,0
1,7
0
Enlace Iónico
Enlace Covalente Polar
Enlace Covalente Apolar

25. Enlace covalente
• Es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos
o más átomos.
• Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos
energía que los dos átomos aislados.
• La distancia a la que se consigue mayor estabilidad (menor
energía) se llama “distancia de enlace”.
• Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace
covalente va acompañada de un desprendimiento de energía, lo
que explica que una molécula sea más estable que los átomos
por separado.
• Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1
mol de un determinado tipo de enlace.
• Es siempre endotérmica (positiva).
• Ejemplo: para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g) se
precisan 436 kJ,  Eenlace(H–H) = + 436 kJ

26. Enlace Covalente
• Enlace Covalente Apolar: Se forma entre átomos
del mismo elemento o átomos de distinto
elemento pero con electronegatividades similares
(E.N= 0- 0,4)

27. Enlace covalente
• Dependiendo de cuantos electrones se
comparten en la molécula el enlace puede ser
covalente simple, doble o triple:
Covalente simple Covalente
doble
Covalente
Triple

28. Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.
• Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente
electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e-
compartidos, por lo que el enlace es polar.
• En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa
(δ-) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ+) y por tanto se forma
un dipolo.
δ+ δ-
H - Cl
• Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que
depende la diferencia de  entre los átomos cuya dirección es la línea
que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo
al más electronegativo).

29. Enlace Covalente
• Enlace Covalente Polar: Se forma entre átomos
distintos (E.N= 0,5- 1,9) en este caso se formarán
dos polos en la molécula, uno positivo y uno
negativo.

30. B. Electronegatividad
• La polaridad de un enlace depende de la diferencia
entre de valores de la electronegatividad de los
átomos que forman el enlace.

31. Polaridad de Enlace y Momento Dipolar
• Un momento dipole resulta cuando una molécula
polar tiene un centro de carga positiva separado de
un centro de carga negativa.

32. Polaridad de Enlace y momento dipolar
• Momento dipolar de la molécula de agua

33. Estructuras de Lewis para Moléculas
• Los pares de electrones enlazantes se hallan entre 2 átomos.
• Los pares de electrones NO enlazantes (pares solitarios)
no están conectados por ello no estan implicados en el
enlace.

34. A. Escribiendo estructuras de Lewis

35.  A molecule shows resonance when more than one
Lewis structure can be drawn for the molecule.
B. Estructuras de Lewis de Moléculas
con enlaces Multiples

36. EXAMPLE 1: Write the Lewis structure for H2O where oxygen is the central atom.
Step 1: Determine the total number of electrons available for bonding. Because only valence
electrons are involved in bonding we need to determine the total number of valence electrons.
AVAILABLE valenceelectrons:
Electrons available
2 H Group 1 2(1) = 2
O Group 6 6
8
There are 8 electrons available for bonding.
Step 2: Determine the number of electrons needed by
each atom to fill its valence shell.
NEEDED valence electrons
Electrons needed
2 H each H needs 2 2(2) = 4
O needs 8 8
12
There are 12 electrons needed.

37. Excepciones a la teoría de Lewis
• Moléculas tipo BeCl2 en la que el Berilio sólo tiene 2
electrones.
• Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculas
como el BF3 en las que el átomo de B no llega a tener 8
electrones.
• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central
tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–).
• Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo
periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y
puede haber más de cuatro enlaces.
• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar
de electrones.

39. Carga Formal

40. Enlace covalente
• Enlace Covalente Coordinado o dativo:
Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos se
presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de
electrones se llama donador (menos electronegativo) y el que los recibe receptor o
aceptor( más electronegativo).

41. A. Estructura Molecular
• Arreglo tridimensional de los átomos en una molécula

42. A. Estructura Molecular
• Estructura Lineal – átomos en una linea
 Dióxido de Carbono

43. Modelo de repulsión de pares
electrónicos y geometría molecular
• Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y
las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos
pueden medirse por técnicas de difracción de rayos X.
• Las moléculas diatómicas como H2 o Cl2 deben ser lineales,
ya que dos puntos siempre forman una recta.
• Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el
modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que:
“La geometría viene dada por la repulsión de los pares de
e– del átomo central”.
• Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.

44. Modelo de repulsión de pares electrónicos y
geometría molecular. (cont.).
• Para saber la geometría que tienen las moléculas con
enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes
clases:
• El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace, ej BeCl2,
BCl3, CH4, etc
• El átomo central tiene pares de e– sin compartir, ej: NH3,
H2O, etc
• El átomo central tiene un enlace doble, ej: eteno,

45. El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.
• BeF2: El Be tiene 2 pares de e–  Ang. enl. = 180º.
• BCl3: El B tiene 3 pares de e–  Ang. enl. = 120º.
• CH4: El C tiene 4 pares de e–  Ang. enl. = 109,4º.
CH4
Tetraédrica
BCl3
Triangular
BeF2
Lineal

46. 46
El átomo central tiene pares de e– sin compartir
• La repulsión de éstos pares de e– sin
compartir es mayor que entre pares de e–
de enlace.
• NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1
sin compartir  Ang. enl. = 107’3º < 109’4º
(tetraédrico)
• H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2
sin compartir  Ang. enl. = 104’5º < 109’5º
(tetraédrico)
• Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a
los de un tetraedro, ya que los pares de e- no
compartidos requieren más espacio que los
compartidos, ya que estos están atraídos por dos
átomos.
Agua (104,5º)
Metano (109,4º)
Amoniaco (107,3º)

47. Enlaces Intermoleculares
 Fuerzas dipolo-dipolo: Se presentan entre dos o más
moléculas polares, es decir, una atracción entre el polo
positivo de una molécula con el polo negativo de otra, las
moléculas se orientarán de manera que la repulsión sea
mínima. Las sustancias cuyas moléculas presentan este tipo
de unión tienen mayor punto de ebullición y fusión que
aquellas que no las presentan.

48. Enlaces Intermoleculares
 Fuerzas ión – dipolo: Los iones de una sustancia pueden
interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares.
Así el polo positivo de una molécula atrae al ión negativo
(anión) y el polo negativo atrae al ión positivo (catión).

49. Enlaces Intermoleculares
•  Fuerzas de Van der Waals: Son características de las
moléculas apolares, como el I2, el metano CH4. Debido al
movimiento de los electrones, en éstas moléculas se
deben producir momentáneos desequilibrios en la
distribución electrónica, generándose polos positivos y
negativos. Aunque estos polos cambian continuamente de
posición, producen una débil interacción entre las
moléculas apolares.

50. Enlaces Intermoleculares
•  Puentes de Hidrógeno: En esta interacción, el átomo de
hidrógeno de una molécula con enlace covalente polar, como
el O-H o el N-H se une con un átomo altamente
electronegativo, como el O, N ó F de otro enlace covalente
polar.

51. Fuerzas Intermoleculares

52. Enlaces intermoleculares
Enlace o puente de Hidrógeno.
• Es relativamente fuerte y precisa de:
• Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.
• El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e– del
otro átomo.
• Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.
Fuerzas de Van der Waals.
• Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes (moléculas
polares). Son débiles.
• Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos (moléculas apolares).
Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las
moléculas.

53. Puentes de Hidrógeno
• FUERTE fuerza
intermolecular
• Like magnets
• Ocurre UNICAMENTE
entre H de una
molécula y N, O, F de
otra molécula
Puente de
Hidrogeno
-
+
+
-
+ +
+
+
-
53

54. Interacciones Dipolo-Dipolo
• Fuerza intermolecular DEBIL
• Enlaces tienen alta diferencia de
EN formando moléculas covalentes
polares, pero no tan alta que
resulte en un enlace de hidrógeno.
0.21<EN<1.99
• Cargas parcialmente negativa y
parcial positiva que se atraen
ligeramente el uno al otro.
• Solo ocurre entre moléculas
covalente polar

55. Atracciones Dipolo Inducido
• Fuerza intermolecular MUY DEBIL
• Enlaces tienen baja diferencia de EN EN < .20
• Temporal carga parcialmente negativa o positiva resulta de una
molécula covalente casi polar.
• Ocurre unicamente entre moléculas NO-POLAR & POLAR
55

56. FUERZA DEL ENLACE
IONICO
COVALENTE
Hidrógeno
Dipolo-Dipolo
Dipolo inducido


intramolecular
intermolecular
Más fuerte
Más debil

57. Conclusiones
• Los átomos reaccionan entre sí en busca de formar
sistemas estables (con menor energía).
• La formación de enlaces entre átomos implica
fundamentalmente a los electrones de valencia.
• Los valores de electronegatividad de los átomos
que se unen determinan el tipo de enlace
formado.
• Loa polaridad de las moléculas covalentes
depende de la diferencia de electronegatividad y
de la estructura tridimensional de la molécula.

58. LICENCIADA POR