Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico y fuerzas intermoleculares. Explica conceptos como la energía de red, estructuras de Lewis, polaridad, resonancia, teoría del enlace de valencia y orbitales moleculares. También analiza las propiedades de sustancias iónicas, covalentes, metálicas y moleculares en función del tipo de enlace presente.

1. Enlace químico
1. Concepto de enlace en relación con la estabilidad
energética de los átomos enlazados.
2. Enlace iónico.
3. Concepto de energía de red. Ciclo de Born-Haber.
4. Propiedades de las sustancias iónicas.
5. Enlace covalente. Estructuras de Lewis.
6. Parámetros moleculares. Polaridad de enlaces y
moléculas.
7. Teoría del enlace de valencia. Hibridación de
orbitales atómicos (sp, sp2, sp3) y teoría de la
repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia.
8. Sólidos covalentes. Propiedades de las sustancias
covalentes.
9. Fuerzas intermoleculares.
10. Estudio cualitativo del enlace metálico.
Propiedades de los metales.
11. Propiedades de algunas sustancias de interés
industrial o biológico en función de su estructura
o enlaces.
© Patricio Gómez Lesarri

2. 1. Concepto de enlace
 Atracción electrostática
entre núcleos y electrones
 Repulsión nubes
electrónicas
 Enlace: mínimo de energía
 Unión entre dos o más
átomos que les estabiliza
energéticamente

3. 2. Enlace iónico
 Regla del octeto (Lewis, 1916):
estructuras de Lewis
 Combinación metal & no metal
 Transferencia electrónica
íntegra del metal al no metal
 Formación de iones
 Fuerza de atracción puramente
electrostática
 Formación de cristales iónicos

4. 3. Ciclo de Born-Haber

5. 3. Ciclo de Born-Haber
 Sublimación y disociación
endotérmicas
 EI + AE > 0
 Energía reticular negativa
 Energía necesaria para atraer a
los iones de un compuesto
hasta sus posiciones en el
cristal

6. 3. Energía reticular
 Sumas de energías potenciales
electrostáticas:
1 q.q´
 Fuerza del enlace iónico U =∑ .
4πε o r
 Ecuación de Born-Landé 1 Z + e.Z − e
U =∑ .
+ − 2 4πε o r
1 Z Z e  1
U = N .A . 1 −  1  1 1 1 
4πε o r  n U=
4πε o
.Z + Z − e 2  − + − + .. 
 r 2r 3r 
 N: Número de Avogadro
 A: constante de Madelung
 Z+, Z-, : cargas iónicas
 r: suma de radios iónicos
 n: factor de compresibilidad

7. 4. Propiedades de los compuestos iónicos
Intensidad del enlace iónico
 Puntos de fusión y ebullición
elevados (energía reticular)
 Aislantes eléctricos y
conductores en estado líquido
 Fragilidad
 Dureza: 7 escala de Mohr
 Solubles en disolventes polares

8. 5. Enlace covalente.
 Combinación entre no metales
 Compartición de un par electrónico
 Estructuras de Lewis
 Moléculas homoatómicas
 Pares de electrones enlazantes y libres
(no enlazantes)
 Enlaces múltiples: doble y triple

9. 6. Polaridad de enlace
 Moléculas heteroatómicas
 Diferencia de electronegatividades
 Densidad de carga: Enlace
covalente polar

 
 Momento dipolar µ = q.r
 1 Debye = 3,34.10-30 C.m
 Carácter iónico de un enlace:
diferencia de electronegatividades
(iónico diferencia mayor de 2)

10. 6. Enlace covalente coordinado
 Par electrónico aportado por un
átomo
 Ácidos de Lewis: sustancia que
acepta un par de electrones para
la formación de un enlace
(orbital vacío)
 Bases de Lewis: sustancia que
aporta un par de electrones
(orbital con 2 electrones libres)

11. 6. Resonancia
 Varias estructuras de Lewis
 Interconversión de las formas
resonantes mediante
desplazamientos concertados de
pares electrónicos
 Carácter híbrido
 Propiedades intermedias entre
enlace sencillo y enlace doble

12. 6. Parámetros moleculares
 Energía de enlace (entalpías de
enlace) entalpía de disociación
 Distancia de enlace: cálculo a
partir de los radios covalentes
 Ángulos de enlace: los
correspondientes a los
segmentos que unen los núcleos
 Necesidad de una teoría
cuántica

13. 7. Teorías del enlace covalente:
VSEPR
 Repulsión mínima entre los
pares de electrones de la capa
de valencia
 Repulsión mayor no enlazantes
 n= 2: geometria lineal (180º,
apolar)
 n= 3 geometría triangular plana
(120º, apolar), angular (polar)
 n= 4 geometría tetraédrica
(109,5º, apolar), pirámide
triangular (polar), angular (polar)

14. 7. Teoría del enlace de valencia
 Solapamiento de los
orbitales atómicos
 Zona común de intercambio
 Deslocalización electrónica
 Densidad electrónica en la
línea del enlace
 Diferencias de energía de
enlace: H2, HF, F2

15. 7. Teoría del enlace de valencia:
moléculas poliatómicas
 Moléculas poliatómicas
 enlaces idénticos, ángulos
 Orbitales híbridos, dirigidos a lo
largo del enlace; C.L.O.A.
(Pauling,1930)
 Hibridación sp: 2 O.A. → 2 sp
 Geometría líneal; ángulo:180º
 Hibridación sp2: 3 O.A. → 3 sp2
 Geometría triangular; ángulo:120º
 Hibridación sp3: 4 O.A. → 4 sp3
 Geometría tetraédrica; ángulo:109,5º

16. 7. Teoría del enlace de valencia:
enlaces múltiples
 Etano (sp3)
 enlace σ: solapamiento frontal
de orbitales híbridos
 densidad electrónica sobre la
línea del enlace
 Eteno (sp2)
 enlace π: solapamiento lateral de
orbitales atómicos p
 Densidad electrónica por encima
y por debajo de la línea del
enlace
 Etino (sp)
 Un enlace σ y dos enlaces π

17. 7. Teoría del enlace de valencia:
resonancia del benceno
 Formas resonantes de
Kekulé
 Hibridación sp2 en cada
átomo de carbono
 Ángulos de 120º
 Solapamiento múltiple
de todos los orbitales pz
 Deslocalización de todos
los electrones en la parte
superior e inferior del
anillo

18. 7. Teoría de orbitales moleculares
 La molécula tiene sus propios
orbitales: Orbitales moleculares
 C.L.O.A.: mismo número de
orbitales moleculares que
atómicos
 Orbitales enlazantes y
antienlazantes
 Orden de enlace:
enlazantes − antienlazantes
O.E. =
2

19. 7. Teoría de orbitales moleculares

20. 8. Propiedades de los sólidos covalentes
Intensidad del enlace covalente
Elementos de grupos centrales
 Puntos de fusión y ebullición
muy elevados
 Aislantes eléctricos
 Dureza: 10, diamante; 9 corindón
 Insolubles en disolventes

21. 9. Fuerzas intermoleculares
 Uniones entre moléculas
 Débiles frente a los enlaces
(10-40 kJ / 650-950 kJ)
 Fuerzas de Van der Waals
 Fuerzas entre dipolos
permanentes
 Fuerzas de dispersión de London
 Enlaces de hidrógeno

22. 9. Fuerzas de Van der Waals
 Fuerzas de dispersión de London
 Moléculas apolares
 Polarización por inducción
 Atracciones transitorias
 Aumento con la masa molecular
 Aumento con el tamaño
 Fuerzas entre dipolos
permanentes (moléculas polares)

23. 9. Enlaces de hidrógeno
 Fuerzas de atracción
electrostática entre los dipolos
permanentes de los enlaces FH,
OH, NH
 Muy intensas frente a las
fuerzas de Van der Waals
 Aumento de los puntos de
fusión y ebullición
 Importancia en Biología
Molecular

24. 9. Propiedades de los sólidos moleculares
Debilidad de las fuerzas
intermoleculares
Puntos de fusión y ebullición bajos
Solubles en disolventes apolares
Escasa conductividad eléctrica y
térmica
Poca dureza

25. 10. Enlace metálico
 Compartición de todos los electrones de valencia
 Gas de electrones
 Libertad de movimiento de los electrones

26. 10. Teoría de bandas
 Banda de OM
 Movimiento de los
orbitales a través de
la banda

27. 10. Propiedades de los metales
Enlace intenso y movilidad
electrónica
Puntos de fusión y ebullición
moderados
Elevada conductividad eléctrica y
térmica
Ductilidad y maleabilidad
Brillo metálico