1. EL ENLACE QUÍMICO

2. Planteamiento del problema
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. Planteamiento del problema
2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones
determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no
Na2Cl?
3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es
angular?
4. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una
sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado
de agregación a temperatura ambiente…?
5. ¿Por qué el SiO2 (sílice) es una de las sustancias más
duras que existen y el CO2 es un gas?

4. El estudio de las propiedades de las sustancias permite
establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme
diversidad de sustancias:
Sustancia IÓNICA COVALENTE METÁLICA
T fusión
↑ ↓↓* ↑*
T ebullición
Solubilidad en ↑ ↓↓ ↓↓
agua
otro disolvente ↓↓ ↑ ↓
Conductividad (sólido) ↓↓ ↓↓ ↑
eléctrica (líquido) ↑ ↓↓ ↑

5. 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.

6. Els elements
S’ordenen Estan formats per
El sistema periòdic ÀTOMS
que consta de Que s’uneixen per mitjà de
DIVUIT GRUPS SET PERIODES ENLLAÇ ENLLAÇ ENLLAÇ
IÒNIC COVALENT METÀL·LIC
En què es formen En què es formen
i conté En què es formen
METALLS
SEMIMETALLS CRISTALLS IÒNICS CRISTALLS
NO-METALLS METÀL·LICS
GASOS NOBLES MOLÈCULES CRISTALLS COVALENTS
CRISTALLS MOLECULARS o ATÒMICS

7. 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

8. 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

9. Según el tipo de átomos que se
unen:
 Metal–No metal: uno cede y otro coge
electrones (cationes y aniones):E. IÓNICO
 No metal–No metal: comparten electrones: E.
COVALENTE
 Metal–Metal: ambos ceden electrones (sólo
cationes), electrones comunitarios, electrones
libres: E. METÁLICO

10. Tipos de enlace entre átomos
Iónico
Metálico
Covalente

11. 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.

12. “Molécula” de NaCl
1-
1+
Diagramas de Lewis: sólo figuran los
electrones del último nivel (de valencia)

13. ENLACE IÓNICO
-
- - - Cl 1-
+ - - + -
- Li
1+
- ION CLORURO
-
- ANIÓN
ION LITIO ATRACCIÓN
ELECTROSTÁTICA
Li + Cl-
CATIÓN

14. Redes iónicas cristalinas
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: electrólisis)
 Son duros (rayado difícil). No es fácil separar las
partículas (iones) enlazadas
 Al intentar deformarlos se rompe el cristal
(fragilidad)

16. Solubilidad de las sustancias
iónicas en agua
H
O
Cl1- Na1+ Cl1- Na1+
H
Na1+ Cl1-
H O
Cl 1-
H
Cl1- Na1+

17. FRAGILIDAD DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS

18. Enlace metálico
 Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un
mismo o distinto elemento metálico (electronegatividad
baja).
 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.

19. Fe  Fe3+ + 3 e
Fe
El modelo del mar o nube 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

20. MODELO DEL ENLACE
METÁLICO
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
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+ +
+ +
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+ +
+ +
+ +
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+ +
+ +
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+ +
+ +
+ +
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+ +
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+ +
+ +
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+ +
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+ +
+ +
+ +
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+ +
+ +
+
+
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+ +
+ +
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+ +
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+ +
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+
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+

21. Propiedades sustancias metálicas
 Elevados puntos de fusión y ebullición
 Insolubles en agua
 Conducen la electricidad incluso en estado
sólido. La conductividad es mayor a bajas
temperaturas.
 Pueden deformarse sin romperse: tenaces,
dúctiles (hilables) y maleables (laminables)

22. MALEABILIDAD EN LOS METALES
AL GOLPEAR
LOS METALES
+ + + + + + SE FORMAN
+ + + + + + +
+ +
+ LÁMINAS
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ ++ ++
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+
+
+ + +
+ + + + + ++ +
+ + ++ + + + + + +
+ + + +++ ++
+ + + + + ++
+
+ ++ + ++ + +
+ + + + + + +
+ + + + + + + + +
+ + + + + +

23. DUCTILIDAD EN LOS METALES
AL ESTIRAR
UN METAL SE
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ FORMA UN
ALAMBRE
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+
+
+ +
+ +
+ + +
+ + +
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+
+ + + + + +
+
+
+ +
+
+ +
+
+ +
+
+ +
+
+ +
+
+
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+
+

24. CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA EN UN METAL
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ -
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ -
+ + +
+ + + + + +
+ + + + + + + +
+ + + + + +
+ + -
+
+ +
+ + + + + +
+ + + + + + + +
+ + + + + +
+ + -
+ + + + + + + + + + + +
+
+ +
+ +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ +
+ +
-
+ +
+ +
+
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + + +
+ +
+
-
+ + + + + + + + + + + +
+ +
+ +
+ + + + +
+ + + + + + + +
+ + + + +
+ +
+
-

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

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

27. 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

28. CARACTER DEL ENLACE QUÍMICO
TIPO DE DIFERENCIA DE % DE
ENLACE ELECTRONEGATIVIDAD IONICIDAD
IONICO MAYOR DE 1.9 MAYOR
DE 60%
COVALENTE MENOR DE 1.9 MENOR
POLAR MAYOR DE 0 DE 60 %
COVALENTE CERO CERO
PURO

29. 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-)

30. ENLACE COVALENTE
H H
H H
O
O O O

31. Enlace covalente
O
O C O C O
O
O
H H
H H

32. 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.
El átomo que aporta el par de electrones
se llama donador (siempre el menos
electronegativo) y el que los recibe
receptor o aceptor (siempre el más
electronegativo)

33. EJEMPLO DE ENLACE COVALENTE
COORDINADO O DATIVO : IÓN AMONIO NH41+

34. A modo de resumen : Enlaces 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 coordinados ˙˙ ↓ ˙˙
o dativos
:O:
˙˙

36. Cómo se presentan las
sustancias covalentes
 Redes o cristales covalentes o atómicos
 Moléculas (de pequeñas, con pocos
átomos a macromoléculas)
(MOLÉCULAS: partículas formadas por un conjunto
limitado de al menos dos átomos enlazados mediante
enlace covalente)

37. 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 (gran dureza). Los electrones compartidos
están muy localizados.

38. Moléculas
 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)

39. Enlace polar: Moléculas polares

40. Moléculas apolares con enlaces polares:
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

41. Propiedades de los compuestos
covalentes (moleculares)
 No conducen la electricidad (no tienen cargas
libres)
 Solubles: moléculas apolares – apolares o
polares- polares
 Insolubles: moléculas polares - apolares
 Bajos puntos de fusión y ebullición (gases,
líquidos o sólidos “blandos”)
 Fuerzas intermoleculares en el caso de
líquidos y sólidos

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

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

44. Enlace o puente 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

45. Enlace de hidrógeno en la molécula de
agua

46. 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

47. PUNTO DE EBULLICIÓN COMPARATIVO DEL AGUA

48. Enlaces de hidrógeno en el ADN
Esqueleto
desoxiribosa
Apilamiento de las
bases.
fosfato de
Enlaces Repul
hidrógeno electrostá
Bases
nitrogenada
A: adenina
s Exteri
G: guanina hidróf
C: citosina Interior
T: timina hidrófobo
Enlaces de
hidrógeno

49. Fuerzas entre dipolos transitorios o
instantáneos (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.

50. Efecto del número de electrones sobre el punto de
ebullición de sustancias no polares explicado por
fuerzas de London o de dispersión.
Gases nobles Halógenos Hidrocarburos
Elect. Ma PE ºC Elect. Mm PE ºC Elect. Mm PE ºC
He 2 4 -269 F2 18 38 -188 CH4 10 16 -161
Ne 10 20 -246 Cl2 34 71 -34 C2H6 18 30 -88
Ar 18 40 -186 Br2 70 160 59 C3H8 26 44 -42
Kr 36 84 -152 I2 106 254 184 C4H10 34 58 0

51. MAPA CONCEPTUAL DE ENLACE QUÍMICO



52. A modo de resumen: