Bloque iii enlace quimico parte i 2017

BLOQUE III
ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES INTERMOLECULARES
3.1. Concepto de enlace o unión química.
3.1.1. Enlace iónico.
3.1.2. Enlace covalente.
3.1.3. Enlace metálico.

Competencias del Bloque
• Distingue los diferentes modelos de
enlace interatómicos e intermoleculares,
relacionando las propiedades
macroscópicas de las sustancias con el
tipo de enlace que presentan y su
aplicación en su entorno.

Clasificación de los elementos

¿Cómo están organizados los elementos?
 En columnas llamadas grupos. Tienen el mismonúmero de electrones
en la última capa.
 En filas llamadas periodos, Tienen sus últimos electrones en el mismo
nivel.
Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son
bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes:
1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones,
numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo. Se les designa por el número
cuántico principal n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7
2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que
pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. Vienen dados por el número cuántico secundario
s(0) ; p(1); d(2) ;f(3)
3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales (2l+1) que pueden
contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5
orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite
cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en
el f (2 x 7).

• La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles
se resume en la siguiente tabla:
• La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus
electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los
diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. Es
importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues
son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos. Los
niveles de más baja energía son aquellos que tienen el valor más bajo de los números
cuánticos n+l , a igualdad de valor tiene menos energía el de mayor valor de n. Así el
orbital 3d ( n+l=5 , tienen más baja energía que el 4p ( n+l=5)
• Ejemplo. Calcio : Ca (Z= 20), 20 electrones. Estructura electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

¿Cómo se agrupan los elementos?
• Átomos aislados, no unidos a otros. Los
elementos del grupo 18. Los gases nobles.
• Moléculas: grupos de átomos unidos por
medio de unas uniones llamadas enlaces
químicos.
• Estructuras gigantes (cristales) . Un cristal es
una estructura de átomos, moléculas o iones
unidos entre ellos formando una estructura
tridimensional ordenada.

 Moléculas: grupos de átomos unidos por medio de unas
uniones llamadas enlaces químicos. El grupo de átomos puede
ser grande o pequeño. Pueden formar elementos (formados por
átomos iguales. H2, O2 , P4, S8, F2, Cl2, N2, etc) o compuestos
(formados por átomos diferentes. CO2 , N2O5, SF3,CH4, Aspirina, ADN). Se
forman por unión de no metales.
Su estado es gas, líquido o sólido, dependiendo de si hay o no
unión entre moléculas, de lo fuerte que es esta unión y también
del tamaño ( las grandes son sólidos).
Ejemplos: Agua líquida, sólida o gas. Azufre sólido, sacarosa,
Cloro , etanol, teflón , cloruro de hidrógeno , amoniaco.

 Estructuras gigantes (cristales) . Un cristal es una estructura de átomos,
moléculas o iones unidos entre ellos formando una estructura tridimensional
ordenada . Todos los cristales son sólidos, debido al gran número de átomos
unidos que forman estructuras rígidas.
 Iónicos . Formados por metales ( que forman iones positivos ) y no metales ( forman iones
negativos) la unión entre iones se forma por atracción entre cargas opuestas. Ejemplos :
Cloruro de sodio NaCl,Sulfuro de Zinc: ZnCl2 , Hidróxido de cobre Cu (OH)2
 Covalentes. Formados por uniones de no metales. La unión entre átomos se forma por
compartición de electrones. Carbono ( diamante y grafito) , dióxido de silicio SiO2 , Silicio
(Si)
 Metálicos. Formados por metales, los metales ceden los electrones más externos a toda la
red, de forma que estos se mueven entre los centros positivos, sirviendo de unión entre
estos centros positivos.
Ejemplos: Aluminio, Cobre,Oro, Níquel ,Aleación de cobre y Zn

Sustancia Fórmula Estructura Estado
Físico
Temperatu
ra de
fusión
Temperatu
ra de
Ebullición
Metano CH4 Molecular Gas -182 -161
Agua H2O Molecular Líquida 0 100
Iodo I2 molecular sólido 114 184
naftaleno C10H8 Molecular sólido 84 218
Hierro Fe Cristal
metálico
Sólido 1539 2887
Cloruro de
sodio
NaCl Cristal
iónico
Sólido 808 1465
Dióxidode
silicio
(cuarzo)
SiO2 Cristal
covalente
Sólido 1610 2230
¿Qué relación hay entre la estructura y las propiedades de una sustancia

Sustancias puras
Elementos Compuestos
Metales No metales
Un metal y
uno o más no
metales
Elementos
no metálicos
Estructura
cristalina
metálica, enlace
metálico
Estructura
molecular,
enlace
covalente
Estructura cristal
covalente
Estructura
iónica. Enlace
iónico
Estructura
molecular, enlace
covalente
EstructuraCr
istalinas
covalentes
Ag, Na, Mg,
Cu, In, Ca,
Mn, W
O2 H2
As, P4,
S8
C, Si NaCl, Al2O3
MgCl2, K2SO4,
NaOH,
CO2, H2O,
NH3, CH4,
C6H12O6
SiO2,
GeO2
Tienen Tienen
Por ejemplo
Por ejemplo
Por ejemplo Por ejemplo
Por ejemplo
Por ejemplo
Tienen
La mayoría Unos cuantos
Tienen
Formados por
Sonsólidos,
Conducenla
electricidad, son
dúctilesy
maleables, altos
puntosde fusión
y ebullición
Songases,
líquidoso
sólidosde bajo
puntode fusión
y ebullición, no
conducenla
corriente
Son sólidos, de
altos puntos de
fusión, no
conducen la
corriente
Sonsólidosde altos
puntosde fusión,
frágiles,noconducenla
corriente sólidos,si en
disoluciónofundidos.
Solublesendisolventes
polares.
Songases,
líquidoso
sólidosde bajo
puntode fusión,
no conducenla
corriente
Sonsólidos,de
altospuntosde
fusión,no
conducenla
corriente

El número de electrones de la capa externa de
un átomo particular determina su reactividad o
tendencia a formar enlaces químicos con otros
átomos. A esta capa externa se le conoce
como capa de valencia y a los electrones que
se encuentran dentro de ella se les
llama electrones de valencia.

Su escala se basa en el exceso de energía de
enlace.
La tendencia de los átomos enlazados para
atraer electrones hacia sí, da lugar a un
desplazamiento del par de electrones de enlace
hacia uno de los átomos.
Escala de
Electronegatividad

ELECTRONES DE VALENCIA: Son los electrones que se
encuentran ubicados en el último nivel de energía de los
elementos representativos, estos participan en forma
activa en la formación de enlaces.
Ejemplo:
11Na :
35Br:
 52Te:

Reglas para determinar el número de
oxidación de los elementos de un
compuesto.
• 1. la suma de los números de oxidación de todos
los átomos de un compuesto es igual a cero.
• 2. Cualquier elemento solo, es decir, sin combinar
con otro distinto, tiene un numero de oxidación
igual a cero ejemplo: Na0 , H2
0, Mg0.
• 3. Los metales alcalinos del grupo IA siempre
tiene un número de oxidación 1+ (ó +1)
• 4. Los metales alcalinotérreos del grupo IIA
presentan siempre número de oxidación 2+ (ó +2)

Reglas para determinar el número de
oxidación de los elementos de un
compuesto.
• 5. El número de oxidación del hidrógeno
generalmente es 1+ (o +1), excepto en los
hidruros metálicos, en los cuales es 1- (o -1).
• 6. El oxígeno casi siempre posee número de
oxidación de 2- (o -2), con excepción en los
peróxidos, que tienen número de oxidación 1- (o
-1).
• 7. Los halógenos grupo 17 o VIIA, tiene número
de oxidación 1- (o -1), cuando forman
compuestos binarios con los metales.

Para calcularlo se asigna el signo positivo a los
átomos que presentan bajas electronegatividades
es decir pierden electrones y negativo a los más
electronegativos es decir a los que ganan
electrones

• En un compuestola suma de los números de
oxidaciónde todos los átomos de un
compuesto es igual a cero.
Es decir:
1 átomo de Ca con numero de oxidación+2 será +2
2 átomosde Flúor con numero de oxidacióncada uno de -1 será -2
Por lo tanto la suma de los dos será cero es decir: (+2) + (-2) = 0

El número de oxidación se calcula
multiplicando el número de átomos por el
número de electrones que pierde o gana.
E.O. número de oxidación
2 átomos de Fe se multiplican por el
número de oxidación de Fe, pero como no
se conoce se indica como X (incógnita), esto
se suma con la multiplicación del número
de átomos de Oxigeno por el número de
oxidación del oxígeno que es -2 y como es
un compuesto es igual a 0. Posteriormente
se despeja X para poder conocer el número
de oxidacióndel Fe en este compuesto.

En el caso de oxianiones, el elemento
central se calcula considerando la suma
algebraica del catión y del oxígeno y la
diferencia que se requiere para que la carga
total de la molécula o fórmula sea cero.
Cálculo de los estados de oxidación de los componentes
atómicos del
KMnO4
K = + 1 * 1 = +1
O = - 2 * 4 = -8
- 8 + 1 + Mn = 0
Mn = + 7
1 átomo de potasio se multiplica por su
número de oxidación que es +1, esto se
suma a la multiplicación del número de
átomos de oxigeno que son 4 por el
número de oxidacion que es -2, esto se
suma a la multiplicación del un átomo
de manganeso por el número de
oxidación, que en este caso es la
incógnita, el total es igual a cero. Se
despeja la incógnita y el resultado es +7

[ (1) * (+ 1) ] + [ ( 1)* (Mn)] + [(4)* ( - 2)] = 0
+1 + Mn - 8 = 0
Mn – 7= 0
Mn = + 7
Cálculo de los estados de oxidación de los componentes
atómicos del
KMnO4
KMnO4
1 átomo de potasio se multiplica por su número de oxidación que es +1, esto se suma a la
multiplicación de un átomo de manganeso por el número de oxidación, que en este caso es la
incógnita, esto se suma a la multiplicación del número de átomos de oxigeno que son 4 por el número
de oxidación que es -2, el total es igual a cero. Se despeja la incógnita y el resultado es +7

Para determinar el catión de un ion poliatómico.
El ion nitrato e ion nitrito tienen un número de oxidación
de 1-, por lo que para determinar el número de oxidación
del nitrógeno en ambos, se calcula como se muestra en la
imagen, siguiendo la reglas y procedimiento anterior, lo
único diferente es que no es igual a cero, es igual al
número de oxidación del polianión.

Ejemplo de la relación de la regla
del octeto con el número de
oxidación.
Na - 1e- ----------- Na +
Mg - 2e- ----------- Mg 2+
Al - 3e- ----------- Al 3+
N + 3e- ----------- N 3-
O + 2e- ----------- O 2-
F + 1e- ----------- F 1-

ENLACE QUÍMICO:
Unión entre átomos

 Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen
unidos a los átomos.
 Cuando los átomos se enlazan entre si, pierden, ganan o
comparten electrones. Son los electrones de valencia
quienes determinan de que forma se unirá un átomo con
otro y las características del enlace.
 Los átomos se unen con la finalidad de lograr un sistema
(estructura) más estable debido a que logran adquirir un
estado de menor energía.
CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO

ENLACEQUÍMICO IÓNICO
COVALENTE
METÁLICO
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS

ENLACE IÓNICO
Es el resultado de la transferencia de uno o más
electrones de un átomo o grupos de átomos a
otro.

Enlace Iónico
• o electrovalente es la unión de átomos que
resulta de la presencia de atracción
electrostática entre los iones de distinto signo,
es decir, uno fuertemente electropositivo
(baja energía de ionización) y otro
fuertemente electronegativo (alta afinidad
electrónica).

 Son interacciones de naturaleza eléctrica muy intensa que se
da entre un catión y un anión.
 Se caracteriza por la transferencia de electrones desde el
metal (pierde electrones) hacia el no metal (gana electrones).
 Generalmente se da entre un elemento metálico (IA y IIA) y
un elemento no metálico (VIA y VIIA).
 Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N > 1.7
 No forman moléculas verdaderas, existe como un agregado
de aniones y cationes, por lo que se dice que forman redes
cristalinas.
Características

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
 A condiciones ambientales son sólidos cristalinos con una
estructura definida.
 Poseen alta temperatura de fusión (generalmente mayores a
400°C).
 Son solubles en solventes polares, como el agua
 En estado sólido no conducen corriente eléctrica, pero si lo
hacen cuando están fundidos o disueltos en agua.
 Son sólidos duros y quebradizos.
NaCl CaO NaHCO3

 Poseen alta temperatura de fusión y ebullición
(generalmente mayores a 400°C).

 Conducen la electricidad cuando están fundidos o en
solución acuosa (disueltos en agua). Debido a esta
propiedad se le llama electrolitos. No conducen en estado
sólido.

Cada ión se desplaza hacia el electrodo con carga opuesta.
Los iones positivos se denominan cationes y se dirigen al
electrodo negativo llamado cátodo. Los iones negativos se
denominan aniones y se dirigen al electrodo positivo
llamado ánodo. Estableciendo una corriente eléctrica.
ANODO + CATODO -

Un electrolito se define como una sustancia
que produce iones en solución acuosa, y esta
solución conduce una corriente eléctrica.
En el cuerpo
humano: Un electrólito es
un mineral que está en los
líquidos del organismo y
que tiene una carga
eléctrica. A menudo se
considera que
los electrólitos son los
iones libres de sodio Na+,
potasio K+, calcio Ca2+,
fósforo P3-, magnesio Mg2+,
etc. Un no electrolito,no conduce la electricidad.

Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+)
y sodio (Na+) están implicados
todos en la producción y
propagación del impulso nervioso.
Na+
K+
Impulso
nervioso

• En el interior de la neurona existen proteínas e iones con carga
negativa. Esta diferencia de concentración de iones produce también
una diferencia de potencial (unos -70 milivoltios) entre el exterior de
la membrana y el interior celular. Esta variación entre el exterior y el
interior se alcanza por el funcionamiento de la bomba de
sodio/potasio (Na+/K+)

• Además, el Ca2+ es necesario para la
contracción de los músculos y para el
mantenimiento de un latido cardíaco
normal.

• El ion magnesio
(Mg+2) forma parte
de la molécula de
clorofila, la cual
atrapa la energía
radiante del Sol en
algunas algas y en las
plantas verdes.

ENLACE COVALENTE
Es un enlace en el que dos o más electrones son
compartidos por dos átomos.

La unidad más pequeña de
un compuesto covalente es
una molécula de este.

CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES
1. ENLACE COVALENTE SIMPLE
Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos
enlazados se comparte un par de electrones.
Ejemplo: Formación del CH4
< >
4 E.C.
SIMPLES

Determinación del % de Carácter covalente
Electronegatividad Cl 3.5
Electronegatividad H 2.1
Diferencia 1.4
% de carácter iónico
Según la tabla periódica 39
Carácter covalente= 100 – 39% = 61%
H Cl
H Clx
Enlace covalente polar
Porcentaje de carácter covalente

Determinación del % de Caráctercovalente
Diferencia 0
% de carácteriónico
Según la tablaperiódica 0
Carácter covalente= 100 – 0% = 100%
Enlace covalente puro o no polar
H Hx
H H

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 “–” sobre éste y una
fracción de carga positiva sobre el elemento menos
electronegativo “+”.

OCTETO
ELECTRÓNICO
Lewis
ENLACE-VALENCIA
Heitler-London
ORBITAL
MOLECULAR
Mulliken-
Hund
Compartición
de electrones
Solapamiento de O.A.
Formación de O.M.
GEOMETRÍA
Método de repulsión
de pares de electrones
de la capa de valencia
(RPECV)
Hibridación de O.A
Orbitales
moleculares
TEORÍA
TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN
DEL ENLACE COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR

CO
-
O
-
O
COH O
-
O
COH O
-
O
Na
+x
CO
-
O
-
O
x
Na
+
Na
+x
Bicarbonato y Carbonato

ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO)
Este tipo de enlace se da cuando uno de los átomos
aporta el par de electrones enlazantes.
Ejemplo: Formación del NH4
+1
+1

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
 A condiciones ambientales pueden ser sólidos, líquidos o
gases.
 Generalmente tienen bajo punto de fusión y ebullición.
 Son muchos más compuestos covalentes que iónicos.
 Mayormente sus soluciones no son conductores de la
electricidad.
 Constituyen moléculas que son agregados de un número
definido de átomos iguales o diferentes.
 La mayoría son insolubles en disolvente polares como el
agua.
 La mayoría son solubles en solventes no polares tal como el
tetracloruro de carbono (CCl4) y el hexano (C6H14)

ENLACE METÁLICO
Es un enlace que ocurre entre los átomos de metales que
mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos
atómicos y los electrones de valencia, que se juntan
alrededor de éstos como una nube) de los metales entre
sí.

• Son un conjuntode cargas positivas que son
las capas internas de un átomos, mientras que
los electrones de valencia circulan libremente
alrededor de los cationes.

Redes metálicas
• Se representa cono un enrejado de iones positivos
colocados en una red cristalina y sumergida en un
mar de electrones.

ENLACE METÁLICO
Para explicar las propiedades características de los metales (su alta
conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se
ha propuesto un modelo de enlace metálico conocido como modelo
de la nube o del mar de
electrones:
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última
capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos
electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones
positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos
resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los
electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una
nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red.
De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal
queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa
que los envuelve.

Los enlaces de los metales no son rígidos. Por lo que cuando un metal se golpea
con un martillo, los átomos se deslizan a través del mar de electrones y ocupan un
nuevo sitio, pero mantienensus conexiones con los demás átomos.
Esto explica su capacidad de reorganizarse para estirar y formar alambres y
láminas.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS
 A condiciones ambientales pueden ser sólidos.
 Generalmente tienen ALTOS punto de fusión y ebullición.
 son EXCELENTES conductores de la electricidad y el calor
 Son maleables y dúctiles debido a sus propiedades
electrónicas.
 Forman redes metálicas.
 Son insolubles en agua.

EJERCICIOS DE ENLACES COVALENTE
1. Formar enlaces covalentes de las siguientes
moléculas utilizando el diagrama de Lewis.
a)Br2
b)I2
c)Se2
d)Te2
e)As2
f) Si2
g)F2

2. Desarrolla la estructura de Lewis, representa
los enlaces mediante líneas y averigua el
nombre del compuesto.
 CH4
 HCl
 CO
 CO2
 SO2
 H2O2
 CH3OH

3. ¿Cuántos enlaces dativos encontramos en el
ácido perclórico?
HClO4
ácido sulfúrico?
H2 SO4
heptaóxido de dicloro?
Cl2O7

6. ¿Cuál de las especies químicas escritas a
continuación presentan enlaces dativos?
N2O
7. ¿Qué compuesto cumple la regla del octeto?
8. ¿Qué diferencia hay entre enlace covalente
polar y no polar?
HClO3 HCOF
 BeCl2
 Al I3
 NO

9. Representa por estructura de Lewis las
siguientes moléculas formadas. Luego clasifica
las sustancias en iónicas, covalentes polares y
covalentes no polares.
 CS2.
 CCl4.
 NaI
 I2.
 H2S.
 SO2.
 AlCl3.
 KCl
 MgCl2
 NH3

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