Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, enlace covalente, enlace metálico y fuerzas intermoleculares. Explica cómo se forman cada uno de estos enlaces y las propiedades distintivas de los compuestos que resultan de cada tipo de enlace.

1. ENLACE QUÍMICO
FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACHILLERATO
Concepción Daza Santos

2. Índice de contenidos
1. Concepto de enlace químico.
1.1. Energía y estabilidad.
1.2. Estructura de octeto.
1.3. Tipos de enlace.
2. Enlace iónico.
2.1. Formación del enlace iónico.
2.2. Estructura de los sólidos iónicos.
2.3. Propiedades de los compuestos
iónicos.
3. Enlace covalente.
3.1. Formación del enlace covalente.
Modelos de Lewis
3.2. Teoría del enlace de valencia
3.3. Enlace covalente coordinado o
dativo.
3.4. Polaridad del enlace covalente.
3.5. Geometría molecular y polaridad
de la molécula.
3.6. Propiedades de los compuestos
covalentes.
4. Enlace metálico.
4.1. Modelo de la “nube electrónica”
4.2. Propiedades de los metales.
5. Fuerzas intermoleculares.
5.1. Enlace de hidrógeno.
5.2. Fuerzas de Van der Waals.

3. 1. Concepto de enlace químico
Enlaces químicos son las fuerzas que mantienen
unidos los átomos e iones que forman las
diversas sustancias químicas de manera estable.
Los distintos enlace justifican las propiedades y
características de las sustancias.

4. 1.1. Energía y estabilidad
• Los átomos se unen para formar agrupaciones de
mayor estabilidad y menor energía que la que
tienen los átomos por separado.
• Cuando dos átomos de hidrógeno se empiezan a
aproximar para formar la molécula de hidrógeno
(H2), aparecen:
- Fuerzas de atracción entre el núcleo de un átomo
y el electrón del otro átomo.
- Fuerzas de repulsión entre los núcleos de ambos
átomos y entre los electrones de ambos átomos.

5. El resultado es la siguiente curva de variación de
energía:
1. Los átomos separados a
distancia infinita tienen
energía cero.
2. Al acercarse empiezan a
aparecer fuerzas de atracción
y la energía del sistema baja.
3. Cuando los átomos se
encuentran a la distancia de
enlace, la energía del sistema
es mínima y el sistema es
estable.
4. Si los átomos se aproximan
más aparecen fuerzas de
repulsión que desestabilizan el
sistema y la energía aumenta.

6. 1.2. Estructura de octeto
• Estructura electrónica de un gas noble en su
capa de valencia: ns2np6 (octeto electrónico)
• Los gases nobles son muy estables y no
tienden a combinarse con otros átomos.
El resto de los elementos tienden a adquirir la
configuración electrónica externa de octeto
para estabilizarse.

7. 1.3. Tipos de enlace
• Para conseguir la estabilidad mediante la
formación de un enlace, los átomos tienen
varias opciones:
Enlace
iónico
Enlace
covalente
Enlace
metálico

8. 2. Enlace iónico.
2.1. Formación del enlace iónico
Se forma un ión positivo o
CATIÓN
Na+ 1s22s22p6
Cede su/s electrones del nivel
más externo, hasta quedarse
con la capa anterior completa
Elemento metálico (con pocos
electrones en el nivel más externo)
Na (Z=11) 1s22s22p63s1
Se forma un ión negativo o ANIÓN
Cl− 1s22s22p63s23p6
Capta uno o más electrones
hasta quedarse con el nivel más
externo completo
Elemento no metálico (con muchos
electrones en el nivel más externo)
Cl (Z=17) 1s22s22p63s23p5

9. 2.1. Formación del enlace iónico
Ión
positivo
o catión
Na+
Ión
negativo
o anión
Cl-
Se unen por
fuerzas de
atracción
electrostática y
forman una red
cristalina iónica de
NaCl

10. 2.2 Estructura de los compuestos
iónicos
• No se forman moléculas aisladas.
• Se forman redes cristalinas en las que los iones
ocupan unas posiciones fijas en la red, siguiendo
una estructura ordenada que se repite
indefinidamente en las tres direcciones del
espacio.
• La fórmula empírica del compuesto iónico (ejm,
NaCl) sólo expresa la proporción de iones de uno
y otro elemento en el compuesto.
• El índice de coordinación es el número de iones
de signo contrario que rodean a un ión.

11. Algunas redes cristalinas iónicas
Red NaCl

12. Energía de red
• Las estructuras cristalinas iónicas son muy estables: en
su formación se desprende una gran cantidad de
energía.
• Hay dos tipos de energía implicadas según las
sustancias de partida:
• Energía de red o reticular, U: es la energía
intercambiada en la formación de un mol de cristal
iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.
Ejm: Na+
(g) + Cl-
(g)→ NaCl (s) + 787kJ/mol
• Energía de formación, ΔHf : es la energía
intercambiada en la formación de un mol de cristal
iónico a partir de sus elementos en estado natural.
Ejm: Na (s) + Cl2(g)→ NaCl (s) + 410,7 kJ/mol

13. Ciclo de Born-Haber
• Estas energía se pueden relacionar mediante
un ciclo que se completa con otras etapas.
ΔHsub= entalpía de
sublimación (para
pasar de sólido a
gas)
EI= energía de
ionización (para
arrancar un
electrón y formar
el catión)
Δhdis = entalpía de
disociación (para
romper la molécula
en sus átomos)
AE = afinidad
electrónica (para
formar el anión)

14. 2.3. Propiedades de los compuestos
iónicos.

15. 3. Enlace covalente.
3.1. Modelo de Lewis.
1. Elegiremos el esqueleto estructural lo más simétrico posible.
2. Elegimos el átomo central, es decir, el que estará rodeado de
más átomos (el hidrógeno siempre es terminal, nunca central,
porque sólo puede formar un enlace).
3. Si en la molécula hay átomos de H y de O, éstos van unidos.
4. Situamos los símbolos de los elementos rodeados por sus
átomos de valencia que representamos mediante puntos o
cruces.
5. El número de electrones que van a formar enlace coincide con
la valencia covalente con la que esté actuando el elemento en el
compuesto. El resto, son electrones no enlazantes.
6. Una vez formado el enlace por el par de electrones se puede
representar por un guión.

16. Enlace
simple
Un par de
electrones
H2, Cl2, H2O,
H3C─CH3
Enlace
doble
Dos pares
de
electrones
O2, CO2,
H2C=CH2
Enlace
triple
Tres pares
de
electrones
N2, HC≡CH
3. Enlace covalente.
3.1. Modelo de Lewis.

17. 3. Enlace covalente.
3.1. Modelo de Lewis.

18. 3. Enlace covalente.
3.1. Modelo de Lewis.

19. 3.2. Teoría de enlace de valencia
• Es una interpretación semicuántica que trata de
explicar la formación del enlace covalente por
solapamiento de orbitales semiocupados que al
superponerse forman un orbital común.
• Según esta teoría para que se forme un enlace
covalente es necesario que:
Cada átomo debe tener un orbital atómico
ocupado por un solo electrón.
Los dos electrones de los orbitales semiocupados
han de tener espines contrarios, es decir,
antiparalelos.

20. • Con esta teoría se puede explicar la covalencia de
un elemento, es decir, el número de enlaces
covalentes que podrá formar, que es igual al
número de electrones que posee desapareados.
Por ejemplo el flúor tiene una covalencia de 1, el
oxígeno de 2.
• Algunos elementos tienen más de una covalencia
ya que al tener orbitales vacíos pueden
desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene
una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque posee los
orbitales “3d” vacíos.
3.2. Teoría de enlace de valencia

22. 3.3. Enlace covalente coordinado
• Según lo que acabamos de ver, en la formación del
enlace covalente cada átomo aporta uno, dos o tres
electrones, sin embargo hay moléculas que no
cumplen esa norma.
• Es el caso de ion amonio, NH4
+. En este caso el
hidrógeno no puede aportar electrones ya que ha
perdido el único que tenía, de modo que el hidrógeno
aportará un orbital vacío y el nitrógeno, con un par de
electrones sin compartir como hemos visto en las
estructuras de Lewis hace un momento, aportará dicho
par de electrones.

23. • Explica ahora tú el enlace en ión hidronio,
H3O+
3.3. Enlace covalente coordinado

24. 3.4. Polaridad del enlace covalente.
• Cuando los átomos son idénticos, es decir en
las moléculas diatómicas homonucleares,
como el Cl2, donde el par de electrones es
compartido por igual y la carga se distribuye
de forma simétrica en toda la molécula, se
dice que es apolar.
3.4. Polaridad del enlace covalente.

25. • Sin embargo, en el caso de una molécula
diatómica heteronuclear como el HCl, donde
el Cl es más electronegativo que el H, con lo
que tiende a atraer hacia sí al par de
electrones de enlace, aparece en la molécula
una separación parcial de cargas. Entonces
diremos que el enlace está polarizado y la
polarización de la molécula se mide por una
magnitud física que es el momento dipolar, µ.
3.4. Polaridad del enlace covalente.

26. 3.5. Geometría molecular y polaridad
de la molécula.
• Hay que distinguir lo que es un enlace polar de lo que
es una molécula polar, ya que para saber si una
molécula lo es, no bastará con conocer si sus enlaces
están polarizados, sino que tendremos que conocer
también su geometría.
• El momento dipolar total de una molécula será la suma
vectorial de los momentos dipolares de los enlaces, y
ésta dependerá de las direcciones de los mismos.
• La polaridad de las moléculas es importante ya que
determina su comportamiento químico como
disolvente de otras sustancias (un disolvente polar
disolverá a una sustancia polar y uno apolar a una
sustancia apolar, siguiendo la máxima “semejante
disuelve a semejante”)

29. 3.6. Propiedades de los compuestos
covalentes.
• Hay dos tipos de compuestos que origina el enlace
covalente: moléculas y cristales.
• En el caso de los cristales atómicos todos los átomos se
unen entre sí mediante enlaces covalentes no existiendo
moléculas aisladas. Esto determina sus propiedades:
 sólidos en condiciones ordinarias,
 elevados puntos de fusión y ebullición,
 elevada dureza,
 no son conductores de la electricidad ni del calor,
 son insolubles.
 Ejemplos son: grafito, diamante y sílice. Mostraremos sus
estructuras 3D.

30. • En el caso de las sustancias moleculares, en ellas
se unen los átomo por enlace covalente pero con
otras moléculas se unen por fuerzas más débiles
que veremos a continuación.
• Esto justifica sus propiedades
bajos puntos de fusión y ebullición,
su solubilidad dependerá de su polaridad,
podrán ser gases, líquidos o sólidos a
temperatura ambiente.
Ejemplos diversos: cloro, amoníaco, etanol, yodo,
etc…
3.6. Propiedades de los compuestos
covalentes.

31. • Animación (en inglés) sobre enlace covalente
con la molécula de agua como ejemplo:
https://www.youtube.com/watch?v=SD-
PaviesH0
• Animación sobre la polaridad de las
moléculas:
https://phet.colorado.edu/es/simulation/molec
ule-polarity

32. 4. Enlace metálico
Modelo de la “nube electrónica” se caracteriza por:
• Los átomos ceden sus electrones de valencia
convirtiéndose en iones positivos. Éstos se ordenan
geométricamente en una red cristalina según
diferentes tipos de empaquetamiento.
• Los electrones de valencia forman una nube
electrónica alrededor de los iones positivos y pueden
desplazarse por el metal.
• La interacción entre los iones positivos y la nube
electrónica estabiliza el metal.
• La unión entre los iones no es rígida ni demasiado
fuerte, por lo que las capas de iones positivos pueden
desplazarse unas sobre otras.

34. 4.2. Propiedades de los metales.
- Conductividad eléctrica, debido a la deslocalización. Esto es
conocido ya que los cables conductores de la electricidad son
metálicos (cobre, sobre todo).
- Conductividad térmica, ya que al estar muy próximos los
átomos unos de otros, la energía se transfiere rápidamente a los
cationes vecinos.
- Maleabilidad (capacidad de ser separados en láminas) y
ductilidad (capacidad de ser separados en hilos), ya que al
aplicar una fuerza no cambia la disposición enfrentada de los
cationes, y no se rompe, como ocurría en los cristales iónicos.
- Elevados puntos de fusión y ebullición en general (excepto en
mercurio que es líquido) debido a la fortaleza del enlace
metálico.
- Brillo metálico
- Densidad elevada, debido a que la aglomeración de átomos es
muy compacta.

35. 5. Fuerzas intermoleculares
• Las fuerzas intermoleculares son las que se
originan entre moléculas para formar los
compuestos moleculares.
• El hecho de que muchas sustancias covalentes
moleculares se presenten en estado gaseoso
o líquido se debe a las débiles fuerzas con las
que se unen sus moléculas.
• Hay dos tipos: enlaces de hidrógeno y fuerzas
de dispersión.

36. 5.1. Enlace de hidrógeno
• Para que se dé este enlace debe estar unido
un átomo de hidrógeno a un átomo muy
electronegativo y pequeño, como nitrógeno,
oxígeno o flúor (cabeceras de sus grupos, por
lo que sus compuestos con hidrógeno tienen
propiedades que no siguen la variación
prevista respecto a sus homólogos)
• Ejemplo: punto de ebullición del agua es muy
superior al de H2S, H2Se, H2Te.