sss

1. El enlace químico
1

2. Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos
entre sí para formar moléculas o iones.
Los átomos se unen pues, porque así tienen una
menor energía y mayor estabilidad que estando
separados.
Son los electrones más externos, los también
llamados electrones de valencia los responsables
de esta unión.

3. 3
Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde están los
electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos
alrededor del símbolo del elemento:

4. Regla del octeto y dueto
Regla del octeto: ”Cuando se forma un enlace químico,
los átomos reciben, ceden o comparten electrones de
modo que el último nivel de energía de cada átomo
contenga ocho electrones y así adquiera la configuración
electrónica del gas noble más cercano en la tabla
periódica”.n2p6 (Ne = 10; Ar =18)
En el caso de los átomos de los elementos hidrógeno,
litio y berilio, cuando establecen enlaces, tienden a
completar su último nivel de energía con dos electrones y
alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio.
Esta situación la conocemos como regla del dueto.

5. 5
Los gases nobles presentan gran estabilidad
química, y existen como moléculas mono-atómicas.
Su configuración electrónica es muy estable y
contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).
La idea de enlace covalente fue sugerida
en 1916 por G. N. Lewis:
Los átomos pueden adquirir estructura
de gas noble compartiendo electrones
para formar un enlace de pares de
electrones.
G. N. Lewis

6. Electronegatividad: capacidad que tiene un átomo de
atraer electrones comprometidos en un enlace.
Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de
enlace que se puede formar entre átomos de diferentes
elementos.

7. 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

8. •Enlace iónico
•Enlace covalente
•Enlace metálico
Enlace

9. ENLACE IÓNICO
Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad.
Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio
está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de
iones en el patrón que se muestra.
∆ E.N.> 1,7
Na + Cl NaCl
E.N =;0,9 3,0
∆ E.N KCl = ?

10. • Este enlace se da por transferencia de electrones
formándose iones. El átomo que pierde electrones
queda cargado positivamente y se llama catión. El
átomo que gana electrones queda cargado
negativamente y se llama anión.
• Ambos iones adquieren la configuración de un gas
noble.
Enlace iónico

11. • El Na entrega un electrón (el de su último nivel) al
Cl, transformándose en el catión Na+.
• El Cl acepta este electrón, transformándose en el
anión Cl-.
• Ahora ambos átomos tienen 8 electrones en su
último nivel. Es decir, adquirieron la configuración
electrónica de un gas noble.
Enlace iónico: NaCl

12. • Acá vemos como el Na entrega su electrón al Cl, quedando
ambos como resultado de esta entrega con 8 electrones
en su último nivel.
Ejemplo
Na Cl
Na Cl
+

13. • En este tipo de enlace, los elementos se unen
y “comparten” sus electrones.
• Se da entre no metales -o sea, elementos que
tienen electronegatividades similares- y entre
no metales y el hidrógeno.
• En este tipo de enlace no se forman iones.
Enlace covalente

14. • Al compartir los electrones, comparten la
estabilidad que correspondería a un gas noble.
• Existen dos tipos de enlaces covalentes.
– Enlace covalente normal.
– Enlace covalente coordinado.
Enlace covalente

15. • En este tipo de enlace cada uno de los
elementos aporta con un electrón al par
que forma el enlace.
• Al ser elementos semejantes, son atraídos
por sus núcleos en forma simultánea,
formando el enlace.
• Este tipo de unión es muy fuerte.
Enlace covalente normal

16. • Ejemplo: el gas Cloro.
• Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón para
así adquirir la estabilidad semejante al gas noble Ar.
Ejemplo
Ejemplo
Cl
Cl Cl
Cl

17. • En este tipo de enlace también se
“comparte” una pareja de electrones.
• La diferencia es que esta pareja proviene de
tan solo uno de los átomos que forman el
enlace.
• El átomo que aporta la pareja de electrones
se llama donante y el átomo que los recibe
aceptor.
Enlace covalente coordinado

18. • Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S,
formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par
de electrones al O.
S O
O S
O
Ejemplo

19. Enlace Covalente Multiple
Si los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo
dos pares de electrones: enlace covalente doble
tres pares de electrones: enlace covalente triple
Molécula de oxígeno
Molécula de nitrógeno

20. Enlace Metálico
El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos
dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras
estructuras electrónicas especialmente estables.
Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan
en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose
libremente por una extensa región entre los iones positivos, formando lo que se
conoce con el nombre de "nube electrónica".

21. ENLACE COVALENTE APOLAR
Es cuando los electrones enlazantes son compartidos en
forma equitativa por los átomos.
En forma práctica: ΔE.N = O
Ejemplo: Formación del H2
(ΔE.N = 2,1) (ΔE.N = 2,1)
ΔE.N = O compartición equitativa
(enlace covalente apolar)
Otros ejemplos: N2 , O2, Cl2, etc.

22. ENLACE COVALENTE POLAR
Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos
en forma equitativa por los átomos, de este modo lo
átomos adquieren cargas parciales de signo opuesto.
En forma práctica:
ΔE.N ≠ O
(ΔE.N = 2,1) (ΔE.N = 3,0)
compartición desigual
(enlace covalente polar)
ΔE.N = 0,9
Ejemplo: Formación del HCl
Otros ejemplos: HBr, HF, etc.

23. El cloro al ser mas electronegativo que el
hidrógeno, atrae hacia sí los electrones del enlace
químico y la nube electrónica quedará
distribuida de forma asimétrica por esta
distribución asimétrica queda una densidad de carga
negativa sobre el Cl, lo cual representamos como delta(-
), y una densidad de carga positiva sobre el hidrógeno,
representada como delta(+). Delta(-) y delta(+) son
iguales y de signo contrario.

24. DIPOLO ELECTRICO
Así, en este enlace se genera lo que llamamos un dipolo
eléctrico, porque tiene dos polos de signo contrario.
Un dipolo eléctrico se caracteriza por el
llamado momento dipolar (representado por la letra
griega mu) que es el producto de delta (densidad de
carga) por la distancia que separa los núcleos atómicos
de los dos átomos del enlace, es decir:

26. Polaridad Molecular
Una vez considerada
la polaridad del enlace
covalente, debemos
contrastar éste con
la polaridad molecular.
¿Qué diferencia hay?

27. • Existen moléculas cuyos
enlaces son polares y,
sin embargo,
globalmente son no
polares por una
cuestión de geometría.
Es decir, debido a la
geometría, los
momentos dipolares de
los enlaces individuales
pueden anularse y,
globalmente, la
molécula será no polar.

28. Por el contrario, como el agua es angular,
los dos momentos dipolares de enlace no
se anulan, y la molécula es polar (se
representa el momento dipolar resultante).

29. Si hay más de dos enlaces, el análisis es similar:
el NH3 es polar debido a su geometría de
pirámide trigonal, mientras que el BF3es apolar,
por ser triangular plana (la resultante de tres
vectores de igual módulo que forman un ángulo
de 120º es nula).

30. El CCl4 es apolar por la misma razón: la resultante de
los cuatro vectores momento dipolar de enlace es
nula si su geometría es tetraédrica.

32. Estructuras de Lewis
Pasos para dibujar las estructuras de Lewis
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión
poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se
restan tantos electrones como cargas positivas.
2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos
mediante enlaces sencillos.
3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4
C: 1s22s2p2  4e-
H: 1s1  1e- x4= 4e-
8e-
1)
2)
C
H
H
H
H
2)
Ejemplo 2: H2CO
C: 1s22s2p2  4e-
H: 1s1  1e- x2= 2e-
O: 1s22s2p4  6e-
12e-
1)
H
H
C O
3) e- de v. libres: 12-6= 6 H
H
C O
4)
H
H
C O

33. Estructuras de Lewis
Ejemplo 3: SiO4
-4
Si: 3s2p2  4e-
O: 2s2p4  6e-x4 = 24
+ 4 cargas neg.
32 e-
2)
1)
3) e- de v. libres: 32-8= 24
4)
Si
O
O
O
O
4-
Si
O
O
O
O
4-
Ejemplo 4: SO2
S: 3s2p4  6e-
O: 2s2p4  6e-x2 = 12
+ 4 cargas neg.
18 e-
2)
1)
3) e- de v. libres: 18-4= 14
4)
S
O O
S
O O
S
O O

34. Estructuras de Lewis
Carga Formal
La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº
de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad
de los e- compartidos).
Cf = X – (Y + Z/2)
X= nº de e- de valencia
Y= nº de e- no compartidos
Z= nº de e- compartidos
En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma
molécula:
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura
de Lewis más probable:
 El valor de Cf sea mas proximo a 0
 La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo
C O
H H
H
H
H
H O
C
H H
I II

35. C O
H H
H
H
I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0
- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0
II) H
H O
C
H H
- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1
- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1
Correcta!

36. Formas Resonantes
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente
las propiedades de la molécula que representa.
Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que
en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).
O
O
O

37. O
O
O
O
O
O
Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones
Formas resonantes
- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.
- Las estructuras son equivalentes.
- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
or
Ejemplos comunes: O3, NO3
-, SO4
2-, NO2, y benceno.

38. Excepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete:
a) Moléculas con nº de e- impar.
N O
NO (5+6=11 e- de valencia)
Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
B
F
F
F
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

39. c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.
La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies
en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-,
tienen octetes expandidos.
PCl5
XeF4
nº de e- de v  5+7x5= 40 e-
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
nº de e- de v  8+7x4= 36 e-
Xe
F
F F
F
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d),
donde se alojan los pares de e- extras.