enlace químico

1. Enlace químico
Dr. Jorge Luis Díaz Ortega

2. Contenidos
1.- ¿Por qué se unen los átomos?. Tipos de
enlace.
2.- Enlace iónico.
2.1 Estructura de los compuestos iónicos.
3.- El enlace covalente.
3.1. Teoría del enlace de valencia.
3.2. Polaridad del enlace covalente.
4.- Enlace metálico
5.- Enlaces intermoleculares.
6.- Tipos de sustancias según sus enlaces.

3. Introducción
• El enlace químico es la fuerza que
mantiene unidos a átomos, iones de
manera estable.

4. ¿Por qué se unen los átomos?
• Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor
estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por
separado (cuando los átomos se unen desprenden energía).
¿Qué es para un átomo la estabilidad?
• Un átomo para conseguir la estabilidad debe alcanzar la
configuración de un gas noble
• Aunque hay excepciones, conseguir la configuración
electrónica de gas noble ns2 np6 REGLA DEL
OCTETO
tener 8 electrones en la capa de valencia (nivel de energía más
externo)

5. ¿Cómo se consigue la
configuración electrónica de
gas noble?
• Ganando, perdiendo o compartiendo
electrones con otros átomos.

6. Clases de enlaces químicos
Las sustancias puras pueden estar formadas por tres
clases de partículas:
•átomos
•iones
•moléculas
enlace covalente
enlace metálico
enlace iónico
fuerzas
intermoleculares
no metales
metales
metal y no metal
Del tipo de partículas que forman una sustancia y de
la clase de enlace que las une se derivan las
propiedades de las sustancias.

7. Metales y no metales

8. Notación de Lewis
• Se utiliza para representar los átomos y
sus enlaces.
• Es la representación mediante puntos o
cruces de los electrones del ultimo nivel
(electrones de valencia) alrededor del
símbolo del elemento

9. Enlace iónico
•Unión que resulta de la presencia de fuerzas
electrostáticas entre iones positivos y negativos para
dar lugar a la formación de una red cristalina iónica.
•Se da entre un metal que pierde uno o varios
electrones y un no metal que los captura.
Na
Cl
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
estructura
gas noble
Na+
Cl-
1s2 2s2 2p6 3s0
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
atracción
electrostática

10. Estructura cristalina
• Los compuestos iónicos no forman
moléculas, sino cristales, estructuras
constituidas por cationes y aniones.
• Los iones 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 formula solo indica la proporción en que se
encuentran los iones para que exista neutralidad
eléctrica en el cristal (formula empírica), pero no
la cantidad total de los mismos.

11. Enlace covalente (I)
•Es la unión que se produce
entre dos átomos por el hecho
de compartir uno o más pares
de electrones.
•Compartir electrones significa
que un mismo electrón
pertenece a dos átomos a la
vez.
•Se da entre átomos no
metálicos

12. Enlace covalente (II)
Carbono: 1s2 2s2 2p2 → 4 e- en último nivel.
Simulación

13. Enlace covalente
POLARIZACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
Enlace
covalente apolar
Se da entre átomos del mismo elemento no
metálico o con átomos de parecida
electronegatividad.
Los electrones compartidos pertenecen por
igual a los átomos no metálicos y se
distribuyen de manera simétrica.
Enlace covalente
polar
Se da entre átomos no metálicos con distinto
valor de la electronegatividad.
Los electrones compartidos se encuentran
más cerca del átomo más electronegativo.
Aparecen cargas parciales en los extremos
de la molécula.

14. Moléculas polarizadas.
Momento dipolar.
• Las moléculas que tienen enlaces
covalentes polares tienen átomos
cargados positivamente y otros
negativamente.
• Cada enlace tiene un momento dipolar
“” (magnitud vectorial que depende
la diferencia de electronegatividades
entre los átomos y cuyo sentido va del
menos electronegativo al más
electronegativo).

15. Momento dipolar (cont).
• Dependiendo de cómo sea   de los
enlaces que forman una molécula, éstas se
clasifican en:
• Moléculas polares. Tienen   no nulo:
– Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej:
HCl.
– Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O,
NH3.
• Moléculas apolares. Tienen   nulo:
– Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.
–   = 0. Ej: CH4, CO2.

16. Momentos dipolares.
Geometría molecular.
CO2 BF3
CH4 H2O
NH3

17. Importante para determinar tipo
de enlace quimico
• Enlace iónico: Metal y No metal (ΔE>
=1.7), no se cumple en hidruros
• Enlace Covalente Apolar: No metales pero
con ΔE < 0.5
• Enlace Covalente Polar: No metales pero
con 0.5 < ΔE < 1.7

18. ENLACE COVALENTE COORDINADO
•Uno de los átomos aporta el par de electrones para
compartir.
Ion hidronio

19. Enlace coordinado dativo

20. Enlace metálico
• Se da entre átomos metálicos.
•Es un enlace bastante fuerte.
MODELO DE NUBE ELECTRÓNICA
•Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia
convirtiéndose en cationes.
•Los cationes forman una red cristalina.
•Los electrones de valencia forman un nube electrónica
alrededor de los cationes.
•La interacción entre los cationes y la nube electrónica
estabiliza la red.

21. CARGA FORMAL DE UN
ATOMO
• El concepto de carga formal ayuda a
determinar que átomos tienen una mayor
cantidad en una molécula (ya sea cargada
o neutra)
CF = Electrones de Valencia – #electrones no enlazantes - ½ #electrones enlazantes

23. Ejemplo de carga formal