04.1 enlace químico i y ii

MATURITA DE QUÍMICA
Rafael A. Medel Martínez
1
ENLACE QUÍMICO I
1. INTRODUCCIÓN.
2. ENLACE IÓNICO.
3. ENLACE COVALENTE.
4. ACTIVIDADES.
1. INTRODUCCIÓN.
Se denomina enlace químico a las fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones y moléculas cuando
para dar lugar a agrupaciones más estables. Los enlaces pueden agruparse en dos grandes grupos:
Enlaces interatómicos o intramoleculares.
- enlace iónico, entre metal y no metal.
- enlace covalente, entre no metal y no metal.
- enlace metálico, entre los átomos de un mismo metal.
Enlaces intermoleculares. Son las que mantienen unidas las moléculas de una misma sustancia.
- fuerzas de Van der Waals.
- Puentes de hidrógeno.
Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que cuando se
encuentran por separado. Los gases nobles presentan una estructura electrónica ns2 np6 en el último nivel
de energía (capa de valencia). Esta estructura con 8 e− de valencia recibe el nombre de octeto electrónico
y tiene las siguientes características:
• Los gases nobles son muy estables y, por tanto, reacios a combinarse con otros elementos.
• En los elementos existe la tendencia a combinarse para conseguir esta estructura electrónica,
con la que aumentan su estabilidad.
“Muchos elementos, al unirse a otros, manifiestan la tendencia a adquirir la estructura electrónica
externa propia de los gases nobles”.
Notación de Lewis
Para representar los átomos que intervienen en la formación de un enlace, se utilizan los símbolos de
Lewis.
Para representar un átomo, se rodea el símbolo del elemento con un número de puntos o aspas igual al
número de e− de valencia que tenga.
H He Mg Al C N O Cl Ar
Para representar una molécula, se colocan los e− de enlace entre los átomos que lo forman.
H
H O H H N H H C H
H H
2. ENLACE IÓNICO
Existen muchas sustancias en las que no hay átomos ni moléculas, sino que están constituidas por iones
positivos y negativos.
Un elemento muy poco electronegativo puede perder 1, 2 ó más e− y un elemento muy electronegativo
puede ganar 1, 2 ó más e−. Al transformarse en iones, los átomos han conseguido estructura de gas noble.
Ocurre que entre dos elementos de electronegatividad muy diferente se forma un ENLACE IÓNICO.
Los elementos metálicos, con pocos e− de valencia, baja energía de ionización y poco electronegativos,
tienen tendencia a perder e− y, por tanto, a convertirse en cationes.
Los elementos no metálicos, con muchos e− de valencia y afinidad electrónica muy negativa, tienen
tendencia a ganar e− y, por tanto, a convertirse en aniones.

2
Estos iones se unen de manera estable mediante ENLACE IÓNICO y forman los compuestos iónicos.
“El enlace iónico es la 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”.
Ejemplo:
Elemento metálico
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Cede 1 e−
Forma un catión
Na+: 1s2 2s2 2p6
Elemento no metálico
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Gana 1 e−
Forma un anion
Cl−: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
El número de electrones que un elemento toma o cede para transformarse en ión se le denomina valencia
iónica o electrovalencia.
Estructura de los compuestos iónicos.
Los compuestos iónicos forman cristales, es decir, estructuras sólidas constituidas por cationes y aniones.
En dichos cristales, los iones se colocan de manera ordenada en las tres direcciones del espacio, de tal
forma que se maximice la atracción electrostática entre ellos.
Para que se forme una red iónica deben cumplirse las siguientes condiciones:
• Para que el cristal sea eléctricamente neutro , el número de cargas positivas debe ser igual al
número de cargas negativas.
• Los iones se ordenan de manera que se consiga el empaquetamiento más compacto posible.
El grado de empaquetamiento dependerá del tamaño de los iones.
Se llama índice de coordinación , al número de iones que rodean un átomo de signo contrario.
Ejemplos:
El número de coordinación del cloro en el NaCl es 6 y el del sodio, también. Se expresa: El número de
coordinación del NaCl es 6:6
El número de coordinación del CaF2 es 8:4
Los compuestos iónicos se representan siempre por sus fórmulas empíricas, puesto que no forman
moléculas sino redes cristalinas.
Así, CaF2 indica que en el cristal iónico hay un ion Ca2+ por cada dos iones F−.
Energía reticular.
Se define como la energía necesaria para separar los iones negativos de los iones positivos de un mol de
sustancia cristalina, hasta una distancia infinita entre ellos.
Los compuestos iónicos forman estructuras cristalinas muy estables. La formación de un cristal iónico es
un proceso muy exotérmico, es decir, se desprende mucha energía.
Ejemplo: Na (s) + ½ Cl2 (g) G NaCl (s)
La formación de NaCl tiene lugar en varios pasos.

Para formar los iones Na+ y Cl−, el metal tendrá que separar sus átomos entre sí (sublimación) y luego
perder un e− cada uno; el no metal primero tendrá que romper la molécula (disociación) y después captar
un e− cada átomo.
3
Energía de formación
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s)
Afinidad electrónica
Cl (g) Cl− (g)
Proceso exotérmico
Energía de ionización
Na (g) Na+ (g)
Proceso endotérmico
Na (s) + Es G Na (g) Esublimación = 109 KJ/mol
Na (g) + Ei G Na+ (g) + e− Eionización = 496 KJ/mol
½ Cl2 (g) + Ed/2 G Cl (g) Edisociación / 2 = 122 KJ/mol
Cl (g) + e− G Cl− (g) + Eaf Eafinidad = 348 KJ/mol
Pero la energía desprendida (348 KJ/mol) no supera a la suministrada: 109 + 496 + 122 = 727 KJ/mol;
faltan 379 KJ/mol.
El enlace iónico se puede formar porque hay que considerar la energía reticular.
En el NaCl, Er = 790 KJ/mol
Na+ (g) + Cl− (g) G Na+Cl− (s) + 790 KJ/mol
Por tanto, en el proceso global de formación de NaCl a partir de sus elementos, se desprenden:
790 – 379 = 411 KJ/mol
Na (s) + ½ Cl2 (g) G Na+Cl− (s) + 411 KJ/mol
El desarrollo seguido constituye el CICLO DE BORN-HABER, que se trata de un caso particular de la
Ley de Hess.
Propiedades de los compuestos iónicos.
En los compuestos iónicos no hay moléculas. La naturaleza del enlace le confiere a los sólidos iónicos
unas propiedades características.
• Conductividad.En estado sólido no conducen la corriente; pero fundidos o disueltos en agua,
son buenos conductores de la electricidad.
• Fragilidad.Son bastante frágiles ya que cualquier ligero golpe puede provocar el
desplazamiento de los iones, de tal forma que éstos pueden quedar más próximos. Esto
aumentaría las fuerzas de repulsión entre iones del mismo signo, favoreciendo la rotura del
cristal.
• Dureza. Debido a la fortaleza del enlace, estos sólidos presentan una elevada resistencia a ser
rayados.
• Son solubles en disolventes polares como el agua. Las moléculas del disolvente se orientan
alrededor de los iones, estableciéndose interacciones ion-dipolo que acaban por conseguir la
disgregación del cristal.
3. ENLACE COVALENTE.

El enlace covalente se forma por compartición de electrones entre los diferentes átomos que forman la
molécula. Los elementos que forman estos compuestos son los más electronegativos, es decir , los no
metálicos.
Cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble, compartiendo uno o varios pares de
electrones. Se llama electrovalencia , al número de electrones que comparte un átomo.
Ejemplos: NH3, H2O, O2, H2
4
Teoría de Lewis.
Lewis, basándose en la regla del Octeto, establece que cada átomo tiende a tener ocho electrones en su
última capa.
“ los elementos forman enlace compartiendo uno o varios pares de electrones, de forma que su capa de
valencia adquiera configuración de gas noble”.
Normalmente, la presencia de enlaces covalentes en las sustancias da lugar a la formación de moléculas.
Los electrones de valencia que forman parte del enlace se denominan electrones enlazantes, y los otros
electrones de valencia reciben el nombre de electrones no enlazantes.
En función del número de electrones necesarios para completar el octeto, dos elementos podrán compartir
entre si hasta tres pares de e- dando lugar a enlaces simples, dobles y triples.
- Enlace Simple: Se forman cuando dos átomos comparten un par de electrones
H2: H – H HCl: H – Cl H2O: O NH3: H – N – H
H H H
- Enlace Doble: se forman cuando dos átomos comparten dos pares de e-
H H
O2: O = O CO2: O = C = O C2H4: C = C
H H
- Enlace Triple: Se forman cuando dos átomos comparten tres pares de e-
N2: N Q N HCN: H – C Q N C2H2: H – C Q C – H
En general, cuanto mayor es el número de pares de e- compartidos, mas fuerte es el enlace porque los
átomos estarán más próximos entre si y porque para romper el enlace hay que suministrar más cantidad de
energía.
Cuando el par compartido es aportado totalmente por uno de los dos átomos enlazados, el enlace recibe el
nombre de enlace covalente coordinado o dativo y es tan fuerte como cualquier enlace simple.
Ejemplo: NH3 + BF3 NH3-BF3

5
Teoría del enlace de valencia.
Ésta teoría establecida por Pauling y Slater, dice que dos átomos se unirán para formar un enlace
covalente si cada uno de ellos posee al menos un electrón desapareado.
Se denomina covalencia de un elemento al número de enlaces covalentes que puede formar, o al número
de electrones desapareados que tiene.
El enlace covalente se forma al superponerse los dos orbitales semiocupados para formar un orbital
común, en el que se emparejan los dos e- . Los demás orbitales quedan intactos.
Cuanto mayor es la superposición de los orbitales semiocupados, mayor es la estabilidad del enlace
covalente.
El solapamiento supone que ambos orbitales comparten una región común del espacio entre los dos
núcleos, en los que la probabilidad de encontrar los dos e- es máxima.
En el caso del H2, como consecuencia del solapamiento de la nube electrónica
Ej:
H2: H: 1S1
H: 1S1 Enlace covalente simple
HCl: H: ………………………….1s1
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3px
2 3py
2 3pz
2 Enlace covalente simple
H20: H: …………....1S1
O: 1s2 2s2 2px
2 2py
2 2pz
2 2 enlaces covalentes
H: …………............1S1 simples O—H
NH3: H: ……....1S1
N: 1s2 2s2 2px
2 2py
2 2pz
2 3 enlaces covalentes
H: …………....1S1 simples N—H
H: ……...….............1S1
En los enlaces múltiples también se da la superposición de pares orbitales atómicos semiocupados.
O2: O: 1s2 2s2 2px
2 2py
1 2pz
1 Enlace covalente doble
O: 1s2 2s2 2px
2 2py
1 2pz
1
N2: N: 1s2 2s2 2px
2 2py
2 2pz
2
N: 1s2 2s2 2px
2 2py
2 2pz
2 Enlace covalente triple
El tipo de enlace constituido por solapamiento de dos orbitales siguiendo la línea de los núcleos se llama
enlace sigma (V).
En los dobles y triples enlaces interviene el enlace pi (W) que se produce por solapamiento lateral de dos
orbitales p y es más débil que el V.
V:
W:
Teoría de Orbitales Moleculares.
Estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones para los que
hay que resolver la ecuación de Schrödinger, de tal forma que se obtienen los

orbitales moleculares (regiones del espacio donde es más probable encontrar a los electrones de la
molécula).
Ejemplo: H2. Al principio se tienen dos átomos de hidrógenos separados, cada uno con un electrón en su
respectivo orbital atómico 1s. Cuando se forma la molécula, desaparecen los orbitales atómicos (OA) y se
forman un nuevo tipo de orbitales llamados orbitales moleculares (OM).
De los OM formados, uno de ellos tiene menos energía, es decir, es más estable que los OA 1s del H. Es
el OM enlazante y los electrones que lo ocupan favorecen el enlace. En este caso, dicho orbital está
lleno ya que los OM alojan como máximo 2e− (principio de exclusión de Pauli).
El otro OM tiene más energía que los OA iniciales, es decir, es menos estable y los electrones que lo
ocupan perjudican la formación del enlace. Se llama OM antienlazante y, en este caso, está vacío
porque solo hay dos electrones en total.
6
4. ACTIVIDADES.
1.) Escribe las estructuras de Lewis que corresponden a los siguientes elementos químicos: Cs, Mg,
Al, C, P, S, Cl, Ar.
2.) El número atómico del bromo es 35. ¿Cuántos electrones de valencia tiene? Escribe la estructura
de Lewis que le corresponde.
3.) ¿En qué se diferencia la estructura de Lewis de los carbonoideos y la de los nitrogenoideos?
4.) Deduce la fórmula que debe corresponder al compuesto que forman cada uno de los siguientes
pares de elementos:
a) S y Ag b) Cl y Zn c) Ca y I d) S y Mg
5.) Dadas las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos neutros:
A G 1s2 2s2 2p3 B G 1s2 2s2 2p6 3s1 C G 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 D G 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Escribe la fórmula y deduce el tipo de enlace de AB, AC y BD.
6.) A partir de las configuraciones electrónicas de sus respectivos elementos, determina la fórmula
de los siguientes compuestos iónicos: óxido de calcio y cloruro de magnesio.
7.) Dibuja un esquema energético de la formación por etapas del compuesto iónico MgBr2. Ten en
cuenta que el bromo es un líquido formado por moléculas biatómicas (Br2) y que el magnesio es
un metal.
8.) Calcula el calor de formación del fluoruro de litio (s) a partir de sus elementos. Para ello, utiliza
la siguiente información:
Eion. Li = 521.11 KJ/mol; Electroafinidad F = -335.48 KJ/mol; Esub. Li = 160.51 KJ/mol;
Edis. F2 = 154.66 KJ/mol; Er = -1019.92 KJ/mol.
1.) Escribe la estructura de Lewis de los siguientes compuestos: HCl, CH4 Y PCl3.
2.) Explica el significado de las siguientes fórmulas químicas: Br2, HI.
3.) ¿Por qué se forma un enlace covalente polar?
4.) ¿Por qué se dice que el CO2 es una molécula apolar si sus enlaces son polares?.
5.) Explica mediante la teoría de enlace de valencia, la formación de la molécula de Fúor.
6.) Explica mediante la teoría de enlace de valencia la formación de la molécula de agua.

7
ENLACE QUÍMICO II.
1. ENLACE METÁLICO.
2. PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS METÁLICOS.
3. FUERZAS INTERMOLECULARES.
4. PROPIEDADES DE SÓILDOS MOLECULARES.
5. ACTIVIDADES.
1. ENLACE METÁLICO
La mayor parte de la tabla periódica esta formada por metales. Estos no pueden unirse
mediante enlace iónico porque se unen con átomos del mismo elemento. Tampoco
forman enlaces covalentes porque no suelen disponer de suficientes electrones de
valencia como para unirse a todos los átomos de su entorno más próximo. Así pues,
surge un nuevo tipo de enlace, el enlace metálico .
Las hipótesis del modelo de la nube electrónica, son las siguientes:
- Los átomos del metal pierden sus e- de valencia convirtiéndose en cationes de
forma esférica que se ordenan geométricamente en una red cristalina
tridimensional.
- Los e- de valencia forman una nube electrónica como si fueran un gas
alrededor de los cationes y neutralizan la carga positiva.
- Estos e- pueden desplazarse en el interior del metal pero no pueden escapar de
la red catiónica por su potencial eléctrico atractivo.
La interacción entre los iones positivos y la nube de electrones estabiliza el cristal. En
general, el enlace metálico es tanto más fuerte cuanto mayor es el número de e- de
valencia del metal. La unión entre los iones no es rígida ni demasiado fuerte, de tal
forma que las capas de iones positivos pueden desplazarse unas sobre otras.
El hecho de que todos los iones sean del mismo tamaño permite que los metales formen
redes cristalinas muy empaquetadas. Las más frecuentes son las siguientes:
- Hexagonal compacta (Mg, Cd, …): se trata de un prisma hexagonal con átomos
situados en los vértices, en el centro de cada base, y tres dentro del prisma, en
los huecos dejados por los otros átomos.
- Cúbica centrada en las caras (Na, Ba, …): los átomos se sitúan en los vértices
y en el centro de las caras de un cubo.
- Cúbica compacta (Al, Au, Cu, …): sobre la base de un cubo, los átomos se
sitúan en los vértices y en el centro del cubo.
El modelo de la nube electrónica tiene sus limitaciones, por eso surge el modelo
cuántico, procedente de la TOM, llamado MODELO DE BANDAS, cuya explicación
es la siguiente:
Se considera que el enlace metálico es un caso extremo de enlace covalente, en el cual
los electrones de valencia de todos los átomos son compartidos conjunta y
simultáneamente. Ahora, desaparecen los orbitales atómicos y se forman orbitales
moleculares con energías tan próximas que, todos en conjunto, ocupan una franja o
banda de energía.

8
n OM
n OA
E
Átomos aislados
Átomos en el cristal
Aunque la banda o conjunto de OM se llena con electrones, empezando por los niveles
de menor energía, éstos están tan cerca unos de otros que los electrones pueden ocupar
libremente cualquier posición dentro de la banda.
La banda de energía formada con los OA de valencia se denomina banda de valencia.
La banda formada por los primeros OA vacíos se llama banda de conducción. A veces,
ambas bandas solapan energéticamente.
En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia está o semillena, como el
Na, tipo I, o bien llena, pero solapada con la banda de conducción que está vacía, es el
caso de Mg, tipo II. En ambos casos, los electrones disponen de OM vacíos que pueden
ocupar con un mínimo aporte de energía; son electrones casi libres, portadores de la
corriente eléctrica.
Banda de
conducción
Banda de
valencia
Na (tipo I) Mg (tipo II)
2. PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS METÁLICOS.
- Son excelentes conductores de la corriente eléctrica. Esto se explica porque
los e- , muy móviles, pueden ser arrastrados fácilmente, dando lugar a una
corriente eléctrica.
Al aumentar la temperatura, disminuye la conductividad porque aumenta la
vibración de los e- y se dificulta el transporte de la corriente a través del metal.

- Transportan con facilidad energía en forma de calor. Es consecuencia de los
choques que se producen entre los e- al desplazarse por todo el metal. Esto hace
que la energía se transmita con facilidad de un extremo a otro.
- Poseen un brillo característico debido a que, al estar libres los e- de valencia,
les es muy fácil absorber y emitir radiación electromagnética de todas las
frecuencias.
9
- Otras propiedades:
• Al ser estructuras muy compactas (con pocos huecos) suelen tener
densidades altas.
• No son frágiles porque el desplazamiento de una capa de átomos sobre la
otra da lugar a una distribución similar a la inicial.
• Es un enlace fuerte aunque menor que el iónico y el covalente.
• Como los átomos que forman la estructura metálica tienen el mismo tamaño,
se favorece el desplazamiento de las diferentes capas de átomos. Esto hace
que los metales presente propiedades como la ductilidad (capacidad para
formar hilos) y la maleabilidad (capacidad para formar láminas).
• Su dureza varía siendo algunos blandos, como los metales alcalinos.
3. FUERZAS INTERMOLECULARES
Son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas y que permiten que existan
sustancias líquidas y sólidas, ya que sin estas fuerzas, todo estaría en estado gaseoso. Se
consideran dos tipos:
A) Fuerzas de Van der Waals:
Se dividen en:
- Fuerzas de dispersión: aparecen entre moléculas no polarizadas. En un
momento dado, una de estas moléculas experimenta un ligero desplazamiento de
su nube electrónica respecto del núcleo y forma un dipolo instantáneo. Éste
induce la formación de un dipolo en una molécula cercana y entre ambos dipolos
aparece una fuerza atractiva. Su intensidad aumenta a medida que crece el
tamaño de la molécula.
- Atracciones dipolo-dipolo: Aparecen entre el extremo positivo de una molécula
polarizada y el extremo negativo de otra. Estas fuerzas atractivas aumentan con
la polaridad de la molécula y disminuye con el aumento de la temperatura.
Dentro de cada grupo de la tabla periódica, las fuerzas de Van der Waals aumentan
con el número atómico, ya que aumenta también el radio atómico y resulta más fácil
“deformar” la molécula.
B) Puentes de Hidrógeno: Se produce cuando el hidrógeno actúa como puente entre
dos átomos pequeños y muy electronegativos (F, O o N), ya que el hidrógeno está muy
polarizado positivamente y puede ser atraído por el extremo negativo de la otra
molécula:
A`- - H`+ - - B `-
Es un enlace de fuerzas intermedia entre los enlaces iónico, covalente y metálico y las
fuerzas de Van der Waals: Ejemplo

Como consecuencia los puntos de fusión y de ebullición de estas sustancias son
más altos de lo que cabría esperar.
4. PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS MOLECULARES
Se llaman sólidos covalentes los formados por una red cristalina de átomos unidos por
enlaces covalentes. Ejemplos: Diamante, Grafito, SiO2 , SiC, BN.
Las propiedades de estos compuestos no dependen de la presencia de las débiles fuerzas
intermoleculares que las mantienen unidos, sino del enlace covalente que es muy fuerte.
- La fuerza del enlace covalente hace que se trate de sólidos de gran dureza y alto
10
punto de fusión.
- Las estructuras tetraédricas son muy frecuentes como la del SiO2 , por ser de
baja coordinación.
- No son conductores de la corriente eléctrica porque no existen iones ni
electrones libres.
- No se disuelven con ningún disolvente a no ser que reaccionen con él.
5. ACTIVIDADES.

11
1. ¿ Qué son los sólidos moleculares?. Ponga un ejemplo.
2. Justifica por qué entre las moléculas de HCl (l) existen atracciones dipolo –
dipolo, mientras que en las moléculas de H2 (l) hay fuerzas de dispersión.
3. Explica la polaridad en las moléculas de H2O y CH4.
Datos: aO= 3,5 ; aH= 2,1; aC= 2,5. justifica tu respuesta.
4. Indica que tipos de fuerzas intermoleculares se presentan en las siguientes
sustancias: Br2, HI, NH3, CH4.
5. Justifica la solubilidad o no en agua de las siguientes sustancias : CCl4, BaF2,
CH3-CH2OH, C2H6, NaCl.
6. Explica la conductividad de los metales mediante la Teoría de Bandas.

04.1 enlace químico i y ii

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

La actualidad más candente (20)

Similar a 04.1 enlace químico i y ii

Similar a 04.1 enlace químico i y ii (20)

Último

Último (20)

04.1 enlace químico i y ii