1. El enlace químico.
Unidad 6.

2. 2
Contenidos (1)
1.- El enlace químico.
1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización.
1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis.
2.- Justificación de la fórmula de los
principales compuestos binarios.
3.- Enlace covalente coordinado.
4.- Parámetros que caracterizan a los
compuestos covalentes.

3. 3
Contenidos (2)
5.- Carácter iónico del enlace covalente.
6.- Momento dipolar.
Geometría de los compuestos covalentes.
7.- Fuerzas intermoleculares.
7.1. Enlace de Hidrógeno.
7.2. Fuerzas de Van der Waals
8.- Introducción al enlace metálico.
9.- Propiedades de los compuestos
iónicos, covalentes y metálicos.

4. 4
Enlace químico
Son las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos entre sí para formar moléculas o iones.
Son de tipo eléctrico.
Al formarse un enlace se desprende energía.
La distancia a la que se colocan los átomos es a
la que se desprende mayor energía
produciéndose la máxima estabilidad.
Los átomos se unen pues, porque así tienen una
menor energía y mayor estabilidad que estando
separado.

5. 5
Diagrama de energía en la
formación de una molécula de H2

6. 6
Estabilidad en un átomo.
Generalmente, los a´tomos buscan su máxima
estabilidad adoptando un a configuración
electrónica similar a la que tienen los gases
nobles (1 s2 o n s2p6).
El comportamiento químico de los átomos viene
determinado por la estructura electrónica de
su última capa (capa de valencia).
Para conseguir la conf. electrónica de gas
noble, los átomos perderán, capturarán o
compartirán electrones (regla del octeto).

7. 7
Tipos de enlaces
Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
– Covalente
– Metálico
Intermolecular: unen unas moléculas a
otras.

8. 8
Enlace iónico
Se da entre metales y no-metales.
Los metales tienen, en general, pocos
electrones en su capa de valencia y tienden a
perderlos para quedar con la capa anterior
completa (estructura de gas noble)
convirtiéndose en cationes.
Los no-metales tienen casi completa su capa
de valencia y tienden a capturar los
electrones que les faltan convirtiéndose en
aniones y conseguir asimismo la estructura
de gas noble.

9. 9
Reacciones de ionización
Los metales se ionizan perdiendo electrones:
M – n e– → Mn+
Los no-metales se ionizan ganando electrones:
N + n e– → Nn–
Ejemplos:
Metales: Na – 1 e– → Na+
Ca – 2 e– → Ca2+
Fe – 3 e– → Fe3+
No-metales: Cl + 1 e– → Cl–
O + 2 e– → O2–

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Enlace iónico (cont)
En enlace iónico se da por la atracción
electrostática entre cargas de distinto signo,
formando una estructura cristalina.
Ejemplo: Na ––––––→ Na+
1 e–
Cl ––––––→ Cl–
El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl–
uniéndose a todos ellos con la misma fuerza,
es decir, no existe una fuerza especial entre el
Cl– y el Na+ que le dio el e–.
La fórmula de estos compuestos es empírica.

11. 11
Ejemplo: Escribir las reacciones de
ionización y deducir la fórmula del
compuesto iónico formado por oxígeno y
aluminio.
Las reacciones de ionización serán:
(1) Al – 3 e– → Al3+
(2) O + 2 e– → O2–
Como el número de electrones no coincide,
para hacerlos coincidir se multiplica la
reacción (1) ·2 y la (2) · 3.
2 ·(1) 2 Al – 6 e– → 2 Al3+
3 ·(2) 3 O + 6 e– → 3 O2–
Sumando: 2 Al + 3 O → 2 Al3++ 3 O2–
La fórmula empírica será Al2O3

12. 12
Estructura de compuestos
iónicos (cloruro de sodio)
Se forma una
estructura
cristalina
tridimensional
en donde
Molecula.fli
todos los
enlaces son
igualmente
fuertes.

13. 13
Propiedades de los
compuestos iónicos
Duros.
Punto de fusión y ebullición altos.
Sólo solubles en disolventes polares.
Conductores en estado disuelto o
fundido.
Frágiles.

14. 14
Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
Fragilidad

15. 15
Enlace covalente
Se da entre dos átomos no-metálicos
por compartición de e– de valencia.
La pareja de e– (generalmente un e– de
cada átomo) pasan a girar alrededor de
ambos átomos en un orbital molecular.
Si uno de los átomos pone los 2 e – y el
otro ninguno se denomina ”enlace
covalente coordinado” o “dativo”.

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Estructura de Lewis.
Consiste en representar con puntos “·” o “x”
los e– de la capa de valencia.
Ejemplos:
Grupo: 17 16 15 14
Átomo: Cl O N C
Nº e– val. 7 6 5 4
·· · · ·
: Cl · :O· :N· ·C·
·· ·· · ·

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Enlace covalente.
Puede ser:
Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.
Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.
Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.
No es posible un enlace covalente cuádruple
entre dos átomos por razones geométricas.

18. 18
Tipos de enlace covalente.
Enlace covalente puro
– Se da entre dos átomos iguales.
Enlace covalente polar
– Se da entre dos átomos distintos.
– Es un híbrido entre el enlace covalente
puro y el enlace iónico.

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Ejemplos de
enlace covalente puro.
Se da entre dos átomos iguales.
Enl. covalente simple Fórmula
2 H · (H · + x H) → H ·x H ; H–H ⇒ H2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
2 :Cl · :Cl· + xCl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
Enl. covalente doble
· · x ·x
2 :O· :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ⇒ O2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
Enl. covalente triple
· · x ·x
2 :N· :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: ⇒ N2
· · x ·x

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Enlace covalente polar (entre
dos no-metales distintos).
Todos los átomos deben tener 8 e– en su
última capa (regla del octeto) a excepción del
hidrógeno que completa su única capa con
tan sólo 2 e– .
La pareja de e– compartidos se encuentra
desplazada hacia el elemento más
electronegativo, por lo que aparece una
fracción de carga negativa “δ–” sobre éste y
una fracción de carga positiva sobre el
elemento menos electronegativo “δ+”.

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Ejemplos de
enlace covalente polar.
·· ·· ·· δ+ δ–
:Cl · + x H → :Cl ·x H ; :Cl–H ⇒ HCl
·· ·· ··
·· ·· ·· δ+ δ–
· O · + 2 x H → Hx ·O ·x H ; H–O–H ⇒ H2O
·· ·· ··
δ– δ+
·· ·· ··
· N · + 3 x H → Hx ·N ·x H ; H–N–H ⇒ NH3
· ·x |
H H
δ+
+ δ–
–
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· O · + 2 x Cl: → :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ⇒ Cl2O
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

22. 22
Ejercicio: Escribe la representación de
Lewis y decide cuál será la fórmula
de un compuesto formado por Si y S.
La representación de Lewis de cada átomo es:
· ·
· Si · (grupo 14) : S · (grupo 16)
· ··
La representación de Lewis de molecular será:
·· ··
: S = Si = S :
La fórmula molecular será pues: SiS2

23. Cuestión de 23
Cuestión de
Selectividad
Selectividad
Cuatro elementos diferentes A,B,C,D
(Septiembre 97)tienen número atómico 6,9,13 y 19
(Septiembre 97)
respectivamente. Se desea saber: a) El número de
electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su
clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de
los compuestos que B puede formar con los demás
ordenándolos del más iónico al más covalente.
Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal
A 6 4 No-metal
B 9 7 No-metal
C 13 3 Metal
D 19 1 Metal
c) DB < CB3 < AB4 < B2

24. 26
Enlace covalente coordinado.
Se forma cuando uno de los átomos
pone los 2 e– y el otro ninguno.
Se representa con una flecha “→” que
parte del átomo que pone la pareja de e – .
Ejemplo:
·· ··
Hx ·O ·x H + H → H–O–H ⇒
+
H3O+
·· ↓
H
+
+ +

25. 27
Compuestos covalentes
atómicos.
Forman enlaces
covalentes simples
en dos o tres
dimensiones del
espacio con
átomos distintos.
Ejemplos:
SiO2, C (diamante),
C (grafito)
ESTRUCTURA DEL GRAFITO

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Propiedades de los
compuestos covalentes
Moleculares Atómicos
Puntos de fusión y Puntos de fusión y
ebullición bajos. ebullición muy
Los comp.covalentes elevados.
apolares (puros) son
solubles en disolventes Insolubles en todos
apolares y los polares los disolventes.
en disolventes polares. No conductores (el
Conductividad parcial grafito sí presenta
sólo en compuestos conductividad por la
polares. deslocalización de un e– de
cada átomo).

27. 29
Enlace metálico.
Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e– .
Los cationes forman una estructura cristalina,
y los e– ocupan los intersticios que quedan
libres en ella sin estar fijados a ningún catión
concreto (mar de e– ).
Los e– están, pues bastante libres, pero
estabilizan la estructura al tener carga
contraria a los cationes.

28. 30
Empaquetamiento de cationes
metálicos.

29. 31
Propiedades de los compuestos
metálicos.
Punto de fusión y ebullición
muy variado (aunque suelen
ser más bien alto)
Son muy solubles en estado
fundido en otros metales presión
formando aleaciones.
Muy buenos conductores en
estado sólido.
Son dúctiles y maleables
(no frágiles).

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Fuerzas intermoleculares
Enlace (puente) de hidrógeno
– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser
uno de los elementos muy electronegativo y el
otro un átomo de H, que al tener “δ+” y ser muy
pequeño permite acercarse mucho a otra
molécula.
Fuerzas de Van der Waals:
– Fuerzas de dispersión (London)
– Atracción dipolo-dipolo

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Fuerzas intermoleculares (cont.)
Fuerzas de dispersión (London):
– Aparecen entre moléculas apolares. En un
momento dado la nube electrónica se
desplaza al azar hacia uno de los átomos y la
molécula queda polarizada instantáneamente.
Este dipolo instantáneo induce la formación
de dipolos en moléculas adyacentes.
Atracción dipolo-dipolo:
– Se da entre moléculas polares. Al ser los
dipolos permanentes la unión es más fuerte.

32. 34
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión
Enlace de hidrógeno
Atracción dipolo-dipolo

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Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)