1. Tema 3. El enlace químico.
El enlace químico es la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o
moléculas que forman las sustancias.
Por lo general, todos los elementos quieren cumplir la regla del octeto electrónico, es decir, en
la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar ocompartir electrones hasta que
el número de éstos sea igual a 8 en su capa de valencia.
Energía y estabilidad.
Para que se forme cualquier tipo de enlace estable, el
sistema resultante debe tener menos energía que el que
constituían las partículas aisladas.
Cuanto mayor sea la disminución de energía, mayor será la
estabilidad del enlace y del sistema formado.
Conforme los átomos se van aproximando va disminuyendo
la energía de atracción hasta llegar a un punto donde es
mínima, pero que al pasar este aparecen unas fuerzas
repulsivas que aumentan al intentar aproximar los átomos
más.
El resultado es la formación de una agrupación estable, acompañada de un desprendimiento
de energía: la energía de enlace.
La distancia correspondiente a la energía potencial mínima es la distancia de enlace, dónde la
energía del sistema es mínima y la estabilidad máxima.
Enlace iónico.
La valencia iónica de un elemento es la carga que adquieren sus átomos al convertirse en
iones.
Al convertirse en iones se produce una transferencia de electrones; como consecuencia,
aparecen unas fuerzas electrostáticas que tienden a agrupar iones de determinada carga en
torno a otros de carga opuesta el resultado de estas fuerzas se conoce como enlace iónico. El
enlace iónico es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones
positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red
cristalina iónica. Muchas propiedades de ciertas sustancias no pueden ser justificadas si no se
acepta que están constituidas por iones; es el caso de los compuestos iónicos.
Índice de coordinación.
Los distintos compuestos iónicos adoptan diferentes estructuras cristalinas, que deben
cumplir dos condiciones:
- El empaquetamiento debe ser máximo: los iones deben ocupar el mínimo volumen
posible.
- El cristal ha de ser neutro. Mismo nº de cargas tanto positivas como negativas.

2. El índice de coordinación de un ión en una red cristalina es e número de iones de signo
contrario que le rodean a la misma distancia.
Energía de red. Ciclo de Born-Haber
Para determinar la mayor o menor estabilidad de un compuesto iónico se emplea la
magnitud energía de red, U.
La energía de red de un compuesto iónico es la energía del proceso de formación de un
mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso,
cuando no hay ningún tipo de interacción entre ellos. Este proceso es siempre
exotérmico.
Un compuesto es tanto más estable cuanto más negativo es el valor de su energía de red.
Así, la energía de red, en valor absoluto aumenta con la carga de los iones y disminuye
con la distancia entre los núcleos del catión y el anión.
Enlace covalente.
El enlace covalente consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de
electrones. Según el número de pares que compartan pueden ser:
- Enlace covalente simple. F2.
- Enlace doble. NO.
- Enlace triple. N2 .
La covalencia de un elemento es su capacidad para formar enlaces covalentes.
Resonancia.
Se dice que las estructuras están en resonancia cuando los enlaces no son dobles ni simples,
sino que presentan una longitud intermedia. Una misma molécula o ion poliatómico puede
presentar varias estructuras de Lewis variando la ordenación de sus electrones. La estructura
real de la molécula es un híbrido de todas ellas.
Estructura canónica de resonancia es cada una de las estructuras que representan una
molécula o un ion poliatómico y que difiere de las demás en la ordenación de sus electrones.
Forma geométrica de las moléculas y los iones poliatómicos.
Las moléculas y los iones poliatómicos muestran una forma geométrica que depende de la
posición de los átomos en el espacio. A partir de las estructuras de Lewis pueden determinarse
estas formas con gran aproximación mediante el método de repulsión de pares de electrones
del nivel de valencia, RPENV.
Los pares de electrones enlazantes y lo libres que rodean al átomo central se orientan de tal
modo que, al aproximarse al núcleo cuanto es posible, se alejan entre sí lo suficiente para que
las repulsiones entre ellos sean mínimas. La orientación adopta la geometría molecular.

3. Moléculas cuyo átomo central sólo tiene pares enlazantes.
Moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres.
Las fuerzas repulsivas entre pares libres son mayores que las existentes entre par
enlazante y par libre, que éstas a su vez son mayores que las fuerzas repulsivas entre
pares enlazantes.
Iones poliatómicos.
Teoría del enlace de covalencia
Dentro del modelo mecano-cuántico nos encontramos con la teoría de enlace de valencia,
para la compresión del enlace covalente.
El enlace covalente consiste en la superposición de dos orbitales semiocupados de dos átomos
diferentes con emparejamiento de los electrones de espín antiparalelo. Cuanto mayor es esta
superposición, mayor es la fuerza de enlace . El resto de los orbitales atómicos que no forman
enlace no experimentan modificación alguna.
Las posibilidades de formar enlaces covalentes que tiene un elemento dependen del número
de electrones desapareados que tengan en su estructura electrónica, ya que sólo estos pueden
formar enlaces covalentes. Este hecho permite definir el concepto de valencia covalente o
covalencia.
La covalencia de un elemento es el número de enlaces covalentes que puede formar, lo que
depende del número de sus electrones desemparejados.
En algunos elementos, el número de enlaces que forman es mayor que el de electrones
desemparejados; este hecho se debe a la promoción electrónica: un electrón, en un orbital
completo, se sitúa en un orbital vacío de mayor energía dentro del mismo nivel. Esto explica
que muchos elementos tengan covalencia múltiple, debido a que pueden desemparejar un
número variable de electrones, así como el P que además de 3 en su estructura fundamental
posee la covalencia 5 en su estructura promocionada.
Parámetros de enlace.
Independientemente del compuesto formado el e. covalente tiene unas características propias
que se mantienen aproximadamente constantes, se denominan parámetros de enlace y son:
- Energía de enlace: Se ha observado experimentalmente que unos enlaces
covalentes requieren mayor energía para ser disociados que otros. La mayor o
menor fuerza de un enlace covalente se mide mediante su energía que es igual a la
que se liberó en su formación.
La energía o entalpía de enlace de una molécula diatómica es la variación de
entalpía que tiene lugar cuando se disocia un mol de moléculas en estado gaseoso
en átomos en ese mismo estado.
Debe ser en gas porque si fuese en líquido o sólido aparecerían otras fuerzas y su
ruptura necesitaría mayor energía.
- Longitud de enlace: La longitud de enlace es la distancia entre los núcleos de los
dos átomos unidos mediante un enlace covalente.

4. Se observa que, para dos átomos iguales, la longitud de enlace triple es menor
que en el enlace doble, y esta a su vez que en el simple. Sin embargo, el enlace
triple no es 3 veces más fuerte que el simple. Esto se debe a que el enlace simple
C—C es un enlace σ, mientras que en los múltiples sólo hay un σ siendo los demás
de tipo π, menos estables que aquél.
Según la forma de solaparse los orbitales atómicos pueden darse dos tipos de
enlaces: el π y el σ.
- Sigma: El enlace σ se forma cuando dos orbitales atómicos se superponen
por sus extremos de modo que la densidad electrónica se concentra entre
los dos núcleos.
- Π: Se forma por superposición lateral de los orbitales atómicos. Éste sólo
se forma cuando ya hay un enlace sigma entre dos átomos.
- Ángulo de enlace: Es el ángulo que forman las rectas que pasan por los núcleos
atómicos o direcciones de enlace. El ángulo de enlace se determina
experimentalmente aunque con el RPENV puede predecirse aproximadamente.
En ocasiones los ángulos de enlace son menores que los esperados, esto se debe a
la repulsión ejercida por los electrones libres sobre los enlazantes.
- Polaridad de enlace: La electronegatividad de los átomos partícipes determina la
polaridad del enlace y de la molécula que se formará.
- Moléculas homonucleares. Al tener los dos la misma electronegatividad,
las moléculas resultantes son apolares. (Moléculas diatómicas)
El enlace apolar es el enlace covalente en el que los electrones son
compartidos por igual por los dos átomos de modo que la densidad
electrónica es simétrica respecto de los dos núcleos.
- Moléculas diatómicas heteronucleares. Al tener dos electronegatividades
diferentes en enlace se polariza y la molécula es un dipolo nuclear.
El enlace polar es aquel en que uno de los dos átomos, por ser más
electronegativo, desplaza hacia él la carga electrónica compartida.
El enlace covalente polar, en el qe hay una transferencia parcial de
electrones, puede considerarse como intermedio entre el covalente apolar
y el iónico, en el que la transferencia es total. Por eso decimos que el
enlace polar es parcialmente iónico. El carácter iónico parcial de un enlace
aumenta con la diferencia de electronegatividad de los elementos. La
medida cuantitativa de la polaridad de los enlaces covalentes se hace
mediante la magnitud vectorial denominada momento dipolar.
- Moléculas poliatómicas. Una molécula poliatómica está polarizada si tiene
un momento dipolar, esto es la suma vectorial de sus momentos. Estas
moléculas pueden constituir dipolos dependiendo de la presencia de
varios enlaces polarizados y de su orientación en el espacio, ya que
dependiendo de ésta la suma puede ser nula, si su distribución de cargas
coincide con el centro geométrico de la molécula.

5. Hibridaciones.
El método de hibridación de orbitales aparece para justificar la forma geométrica de muchas
moléculas, obteniendo resultados muy próximos a los datos experimentales. Mediante el
proceso de hibridación algunos orbitales atómicos redistribuyen su carácter particular y
originan nuevos orbitales híbridos, que su forma y orientación dependen del tipo de
hibridación. La orientación adoptada condiciona la geometría molecular. Hay 3 tipos de
hibridaciones:
- Sp3. Hibridación de un s y 3 p produce 4 orbitales híbridos sp3. Los orbitales sp3
están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro, formando entre sí ángulos de
109,5po. Un ejemplo de ésta es el CH4.
- Sp2. Hibridación de un orbital s con dos orbitales p formándose tres orbitales
híbridos sp2. Los nuevos orbitales están situados en un mismo plano y forman
entre sí ángulos de 120o. Ejemplo el BF4.
- Sp. Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s con uno p.
Los nuevos orbitales son lineales, por lo que forman un ángulo de 180o. Quedan en
cada átomo 2 orbitales p libres. Ej: BeCl2.

6. Enlace metálico
El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que
deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas.
Los metales, a temperatura y presión ambientes, se presentan en forma de cristales que
suelen pertenecer a uno de estos 3 tipos de estructura:
Cúbica centrada Cúbica Hexagonal completa
en el cuerpo centrada en las
caras
Índice de 8 12 12
coordinación
Celda unidad 9 átomos. Uno en 14. Uno por 17. Uno en casa vértice del
cada vértice y uno vértice y uno en prisma hexagonal, uno en cada
en el centro. cada cara. base y 3 dentro de la celda.
Ejemplos Metales duros. Metales dúctiles. Metales frágiles. Mg,Cd.
Na,Cr,K Ag,Au
Modelos de enlace metálico.
Para justificar su estructura y propiedades se han propuesto diversos modelos como:
- Modelo enlace covalente deslocalizado.
Cada átomo central aporta un electrón, y los 8 que lo rodean aportan 1 electrón
entre todos formándose así el enlace covalente deslocalizado.
- Modelo de nube electrónica
La red cristalina metálica está formada por iones (átomos que han cedido sus
electrones de valencia). Los electrones cedidos se mueven con total libertad por
los huecos existentes entre los iones formándose así la nube electrónica. La
estabilidad de la red cristalina es debida a la interacción entre los iones metálicos y
la nube de electrones deslocalizados.
- Modelo de bandas
Si interaccionan NA orbitales 3s, se producirán NA orbitales moleculares. Éstos
tienen valores de energía muy próximos y constituyen una banda de energía,
denominada banda de valencia. Como los orbitales 3s y 3p tienen energías
próximas, las bandas se superponen. Al aplicar un campo eléctrico , los electrones
de la banda llena 3s saltan a orbitales vacantes de la banda vacía 3p, que se
constituye en banda conductora. Dependiendo del grado de llenado de las bandas
de valencia y su diferencia energética, podemos encontrar tres situaciones:
1. Metales conductores: Bandas llenas superpuestas a vacías, se necesita
muy poca energía para que los electrones de orbitales llenos se exciten.
Estos electrones pueden moverse por todo el metal-> corriente eléctrica.
2. Metales semiconductores. Bandas de valencia llenas que no superponen.
Pero la diferencia energética es tan pequeña que basta una mínima
elevación de la temperatura para excitar los electrones.

7. 3. Aislantes. La diferencia de energía entre las bandas de valencia llenas y las
vacías es grande por lo que el paso de electrones no es posible.
Fuerzas intermoleculares.
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las
sustancias covalentes. Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se
encuentran en estado sólido o líquido. Pueden ser de dos clases: Fuerzas de Van der Waals, y
enlace de hidrógeno.
- Fuerzas de Van der Waals.
- Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas polares
con dipolos eléctricos. HCl.
- Fuerzas dipolo-dipolo inducido. Las moléculas polarizadas próximas a las moléculas
o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos dipolos inducidos. Entre el
dipolo inducido y el permanente aparece una débil fuerza atractiva.
- Fuerzas de dispersión. Son fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no
polarizadas. La existencia de éstas fuerzas se explica admitiendo que en un
momento dado la molécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la
carga electrónica formándose así un dipolo instantáneo que pronto desaparecerá.
- Enlace de hidrógeno.
ES un tipo especial de interacción electrostática dipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo
de hidrógeno que forma un enlace covalente muy polarizada y un átomo de pequeño tamaño
y muy electronegativo, como F, N o O. Las sustancias que poseen enlaces de hidrógeno tienen
puntos de fusión y de ebullición anormalmente elevados.
Propiedades de las sustancias.
Muchas de las propiedades de las sustancias vienen determinadas por el tipo de enlace que
une sus átomos, iones o moléculas. Atendiendo a la clase de enlace nos encontramos con:
- Sustancias iónicas: Propiedades características que se justifican con el
conocimiento de la energía de red y de los factores de los que ésta depende.
- Estabilidad térmica. Los compuestos iónicos son sólidos a tª ambiente y sus
puntos de fusión y ebullición son elevados debido a la presencia de intensas
fuerzas atractivas entre los iones.
- Solubilidad. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua u otros
disolventes polares. Cuando se somete el sólido cristalino al agua, los iones
pasan a estar rodeados por moléculas de H2O, es decir, están solvatados. La
rotura de la red iónica consume una energía igual al valor absoluto de la
energía de red, U. La solvatación de los iones desprende el calor de
solvatación. Cuando la entalpía de solvatación es mayor a la U, estamos ante
un proceso exotérmico que se favorece a baja temperatura; y si es viceversa,
es un proceso endotérmico que se favorece a alta temperatura.

8. El calor de disolución es el calor desprendido o absorbido en la disolución de
un mol de compuesto en un disolvente determinado. ΔHdisolución= ΔHsolv – U
- Conductividad eléctrica: Los compuestos iónicos en estado salido no son
conductores de la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos los
iones se desplazan hacia los electrodos descargándose; este proceso se
denomina electrólisis y el compuesto iónico electrólito.
- Sustancias covalentes:
- Sustancias moleculares. Moléculas. Gases, líquidos o gases. Punto de fusión y
de ebullición bajos (débiles fuerzas) Insolubles en disolventes polares pero sí
líquidos inorgánicos.
- Redes de átomos. (Diamante, grafito, SiO2…) puntos de fusión muy elevados.
No conductores de la electricidad, debido a que sus electrones no poseen
movilidad alguna. Insolubles en cualquier disolvente. Elevada dureza.
- Metales:
Puntos de fusión y ebullición elevados. Alta conductividad eléctrica en estado
sólido que se debe a la movilidad de los electrones de valencia. Alta conductividad
térmica. Solubles entre sí fundiéndose y formando aleaciones. Buenas propiedades
mecánicas. Densidad elevada.