Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace covalente, iónico, metálico e intermolecular. Explica que los átomos se unen para formar compuestos con menor energía y que se liberará energía de enlace. Describe los cuatro principales tipos de enlace - covalente entre no metales basado en compartir electrones, iónico entre metales y no metales basado en transferencia de electrones, metálico entre metales basado en compartir electrones de forma colectiva, e intermolecular entre

1. ENLACE QUÍMICO.

2. INDICE
1.- INTRODUCCIÓN.
2.- ENLACE COVALENTE.
3.- ENLACE IÓNICO.
4.- ENLACE METÁLICO.
5.- ENLACES INTERMOLECULARES.
6.- PROPIEDADES SEGÚN TIPO DE ENLACE.

3. Se llama enlace químico a cualquiera de los mecanismos
de ligadura o unión entre átomos.
Los átomos se unen para formar otras especies químicas
que poseen menor contenido energético que las especies
atómicas de procedencia. En la formación de esos
enlaces se desprenderá una energía a la que se
denominará energía de enlace.
1.- INTRODUCCIÓN.

5. Cuatro son los modelos de enlace que se van a estudiar
este curso:
Enlace covalente: No metal + no metal. Comparten e- .
Enlace iónico: Metal + no metal. Transferencia de e- del
metal al no metal. Se forman iones que se atraen
electrostáticamente, formando redes cristalinas.
Enlace metálico: Metales. Comparten e- de forma colectiva.
Enlaces intermoleculares: Unión entre moléculas.

6. 2.
ENLACE
COVALENTE.

7. El inicio de este modelo se le atribuye a Lewis que en 1916
observó la falta de reactividad que tenían los gases nobles y
supuso que esa inercia a la reacción era debida a la estructura
electrónica que poseían en la última capa (capa de valencia), todos
los gases nobles, a excepción del helio que tiene de configuración
electrónica 1s2, tienen en su última capa la configuración de ns2p6.
2.1.- TEORÍA DE LEWIS.
2.- ENLACE COVALENTE.

8. Lewis consideró que esos gases del grupo 18 eran tan
estables porque tenían el mínimo de energía y que el resto
de los átomos deberían imitar ese comportamiento, es
decir, alcanzar la configuración del gas noble que le
antecede o le precede en la tabla periódica.
Intervienen en el enlace solo los electrones de valencia
(más externos).
Símbolos y estructuras de Lewis.

10. En el enlace iónico el metal transfiere electrones al no metal,
formando aniones y cationes.

11. En el enlace covalente se comparten pares de electrones.

12. ORDEN
DE
ENLACE

13. NH3
H2O

14. CCl4
CO2

15. HCN
C2H4

16. C2H2

17. CH3OH
METANOL.
CHCl3

18. BF3
El boro está rodeado por
solo 6 electrones (no 8 ).
HIPOVALENCIA
(átomos pequeños)
BeCl2
El berilio está rodeado por
solo 4 electrones.

19. SF6PCl5
HIPERVALENCIA
(a partir del 3er periodo)
El fosforo está rodeado
por 10 electrones.
El azufre está rodeado
por 12 electrones.

20. O3OZONO
ESTRUCTURA RESONANTE
Experimentalmente se sabe que los dos enlaces son iguales.

21. ION NITRATO: NO3
-
ESTRUCTURA RESONANTE

22. Enlace Covalente Coordinado
En estos enlaces se unen dos átomos por medio la
compartición de un par de electrones, en donde uno
de los átomos que se unen aporta el par de enlace.
Ejemplo: El ácido sulfúrico. H2SO4

23. NH4
+
1 e- menos
ClO4
-
1 e- más
IONES

24. 2.2.- TEORIA DE ENLACE DE VALENCIA.
Enlaces sigma(σ) y enlaces pi (π).
Tiene que existir electrones desapareados con spines
opuestos para que se forme el enlace covalente.
Ver fotocopia

25. F2
N2

26. ETANO
ETINO
ETENO

27. 2.3.- PROMOCIÓN DE e-. COVALENCIA. HIBRIDACIÓN.
Ver fotocopias
Covalencias 1,3,5 y 7 del Cloro.

28. Hibridaciones sp, sp2 y sp3

29. sp
sp2
sp3

30. 2.4.- GEOMETRIA MOLECULAR. TRPECV.
TRPECV: Teoría de repulsión de pares de electrones
de la capa de valencia.

33. 2.5.- POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS.
Cuando la molécula es diatómica, la situación es muy sencilla: si los átomos
tienen la misma electronegatividad, el enlace y la molécula son apolares, y
si son diferentes, polares. Por ejemplo, son los casos de H2 y de HF.
Vamos establecer si una molécula es polar o no polar (apolar). La polaridad
es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las
cargas eléctricas dentro de la molécula, según el número y tipo de enlaces
que posea. El enlace covalente entre dos átomos puede ser polar o apolar
Momento dipolar (μ)
(μ: SI: C·m (se utiliza el Debye (D) 1 D= 3,34 ·10-30 C·m).

34. CO2: Es una molécula lineal, como lo hemos determinado previamente,
donde el oxígeno es más electronegativo que el carbono. Por tanto, existirá un
vector dipolo orientado hacia cada uno de los oxígenos:
Sin embargo, ambos dipolos tienen igual magnitud pero sentido opuesto. Si
sumamos tales vectores dipolo, se eliminarán, dando un momento dipolar
total de cero. Por tanto, la molécula de CO2 es apolar.
Ejemplos: NH3; CH4; H2O; NF3; BF3

35. NF3

36. 3
ENLACE
IÓNICO.

37. Un enlace iónico se forma por transferencia de
electrones de un átomo más electropositivo (METAL) a
otro más electronegativo (NO METAL) . La unión que se
produce entre iones positivos y negativos, debida a las
fuerzas de Coulomb (ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA).

38. En los compuestos iónicos, la formula solo indica la proporción en que se
encuentran los iones para que exista neutralidad eléctrica en el cristal (formula
empírica), pero no la cantidad total de los mismos.
La ordenación de los iones para formar la red cristalina supone una liberación de
energía llamada energía reticular (U; Er).
Los compuestos formados mediante enlace iónico son siempre sólidos
constituidos por redes cristalinas tridimensionales de iones. Las sustancias
iónicas no forman verdaderas moléculas individuales, sino agregados cristalinos.

40. El índice de coordinación de un cristal es el número de iones de un signo
que rodea a otro de signo contrario y que se sitúan a una distancia mínima.
La forma de la red depende del índice de coordinación, que a su vez
depende de la relación entre los radios del catión y del anión. (rc/ra)
El cloruro de sodio tiene una estructura de red cúbica centrada en las caras,
con índice de coordinación 6.

41. La energía reticular es al energía que debe aportarse para disgregar un mol
del cristal iónico y transformarlo en iones aislados en fase gaseosa.
Nos indica la fortaleza del un cristal iónico y de ella dependen las principales
propiedades de los sólidos iónicos. Se calcula de manera indirecta mediante
el ciclo de Born-Haber (estudiaremos más adelante).
do= distancia entre los iones

42. Iones pequeños y de carga elevada presentan energías reticulares grandes.
Para una misma carga, los iones grandes generan energía reticulares inferiores.
Eso se refleja en los valores de los puntos de fusión.

43. 4
ENLACE
METÁLICO.

44. Modelo de nube electrónica:

45. Teoría de bandas:

47. 5
FUERZAS
INTERMOLECULARES.

48. Fuerzas intramoleculares y fuerzas intermoleculares.
Fuerzas intramoleculares > fuerzas intermoleculares
Evaporar 1mol de agua
41 kJ
Romper dos enlaces O-H de
1 mol de agua se requieren
930 kJ

49. 5.1.- Tipos de fuerzas intermoleculares.
a) Fuerzas de dispersión o de London.
b) Dipolo - dipolo.
c) Dipolo - dipolo inducido.
d) Ion - dipolo.
e) Puentes de hidrógeno.
Fuerzas de
Van der Waals

50. a) Fuerzas de dispersión o de London.
Estas fuerzas se deben a atracciones entre dipolo instantáneo – dipolo inducido,
que se dan entre moléculas covalentes apolares, e incluso entre átomos no
enlazados, como es el caso de los gases nobles.
En las moléculas covalentes apolares, puede suceder que la nube electrónica,
que estará en movimiento constante en torno a los núcleos atómicos, se halle
más desplazada hacia un lado de la molécula durante un brevísimo lapso de
tiempo.

51. Así, la especie que es normalmente apolar, se puede volver
fugazmente polar y formar un dipolo instantáneo. Además, por un
proceso de inducción, este dipolo instantáneo puede provocar, a su
vez, el desplazamiento de la nube electrónica de las nubes vecinas,
formando lo que se conoce como un “dipolo inducido”.
Estos dipolos sienten una cierta atracción mutua, de carácter débil (son
dipolos con un desplazamiento de carga leve), que reciben el nombre
de fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido, o también fuerzas de
London o fuerzas de dispersión.

52. Una vez considera, por tanto, la naturaleza de estas fuerzas de London, cabe
destacar que aumentan con el tamaño de la molécula y, por tanto, con la masa
molecular. Esto es debido a que cuanto más grande es la molécula, más
electrones tendrá, más grande será la nube electrónica y más alejada se
hallará ésta del núcleo. Esto hace que, en las moléculas grandes, sea más
fácil la formación de dipolos instantáneos.
Por tanto, las fuerzas de dispersión de London aumentan con la masa y con la
longitud de la cadena (Por ejemplo el pentano tiene mayor punto de fusión y
de ebullición que el 2,2 - dimetilpropano).
Por ejemplo, si consideramos las moléculas diatómicas de los halógeno cloro,
bromo y yodo, sus puntos de fusión y ebullición y su estado de agregación a
temperatura ambiente se pueden ver en la tabla siguiente:

53. De forma esquemática, podemos representar la nube electrónica de cada
una de estas moléculas cada vez más grande y, por tanto, más polarizable,
tal y como podemos ver en la siguiente figura:
Puntos de ebullición de gases nobles:
Helio: - 269 ºC
Neón: - 246 ºC
Argón: - 186 ºC
Criptón: - 152 ºC
Xenón: - 108 ºC
Radón: - 62 ºC
Aumenta la fuerza de
dispersión de London.

54. b) Fuerzas dipolo-dipolo.
• Son fuerzas de atracción entre moléculas
polares.
– Las moléculas que interviene deben tener
momento dipolar.
– A mayor momento dipolar, mayor fuerza.

55. Peb (HBr): -66,4 ºC ; Peb (Kr): -159 ºC
En moléculas de masa similar (HBr -- Kr) la presencia de dipolos permanentes
hace que los Pf y Peb sean mayores.
En moléculas de masa muy diferente, las fuerzas de dispersión de London
predominan sobre las fuerzas dipolo-dipolo.
Punto de ebullición (ºC)
O2 - 183
HCl -85
HBr -67
HI -35
La gran polaridad del HCl no es
suficiente con el mayor tamaño de
HBr y HI. Sin embargo es muy
superior al O2, molécula de masa
similar apolar.
En todos los compuestos covalentes habrá presentes
fuerzas de dispersión de London, y si además la molécula
es polar, habrá fuerzas dipolo-dipolo pero con menor grado
de participación.

56. c) Fuerzas dipolo-dipolo inducido.
Este tipo de interacción se da cuando una molécula polar como el
agua se pone en contacto con una molécula apolar como el oxigeno.
La molécula polar induce un pequeño dipolo en la molécula no polar y
entre el dipolo permanente (de la molécula polar) y el dipolo inducido
(de la molécula apolar) se establece una pequeña atracción.
Este tipo de interacción es responsable de que moléculas apolares
como el oxigeno sean algo solubles en agua y permitan la vida en su
seno.
Este tipo de interacción no se da entre moléculas iguales.

57. Cuando un ion como el Na+ se pone en el seno de una sustancia polar
como el agua, el dipolo del agua se sitúa de forma que la parte
negativa del dipolo se orienta hacia el ion Na+, produciéndose una
atracción entre cargas de distinto signo. La atracción del sodio no se
limita a una sola molécula de agua sino que atraerá moléculas en todas
las direcciones y la energía desprendida será por lo tanto, mayor.
Estas fuerzas son las responsables de que los compuestos con enlace
iónico se puedan disolver en agua. Cuando se pone cloruro de sodio en
agua, tanto los iones sodio como los iones cloruro se rodearán de
moléculas de agua, se solvatan, y cuando la energía desprendida en
esas interacciones es mayor que la energía reticular, la red se rompe y
el compuesto iónico se ha disuelto. Cuanta más energía de red tenga
un determinado compuesto menos soluble será.
d) Fuerzas ion-dipolo.

58. Los iones Na+ y Cl- se rodean por moléculas de agua.
NaCl(s) + H2O → NaCl(ac)

59. e) Puentes o Enlaces de hidrógeno
Cuando en una molécula el hidrógeno se encuentra unido a un elemento muy
electronegativo que tenga un par de electrones sin compartir, como por ejemplo
flúor, en ese caso el flúor atrae tanto al par de electrones que el hidrógeno casi
queda desnudo (queda el núcleo). El núcleo del hidrógeno es tan pequeño que
atraerá hacia si al par de electrones no compartidos de un átomo de una molécula
vecina.
Este enlace es más fuerte que
las fuerzas de Van der Waals.

60. Con él, se justifica el elevado punto de fusión y ebullición que tiene el agua
respecto al resto de los hidruros del grupo.
La condición para que se dé enlace de hidrógeno es que exista
hidrógeno y que éste se encuentre unido a un elemento con
electronegatividad alta y que posea un par de electrones sin
compartir. Los elementos que tienen mayor electronegatividad son
F, O, N y, a veces, también se da este enlace con Cl o S.

62. El enlace de hidrógeno más fuerte se presentará cuando el hidrógeno está
unido al flúor, HF, y, sin embargo, el agua tiene el punto de fusión más alto
que el HF, lo que es debido a que el oxigeno de una molécula de agua puede
formar cuatro enlaces de hidrógeno, dos a través de su oxigeno con dos
hidrógenos de dos moléculas vecinas y otros dos a través de sus hidrógenos
con los oxígenos de otras dos moléculas vecinas. El flúor sólo puede formar
dos enlaces de hidrógeno.
H2O

63. Estos enlaces de hidrógeno son también los responsables de que hielo tenga
menor densidad que el agua, ya que en el hielo, cada oxigeno se encuentra
unido a cuatro hidrógenos, dos mediante enlace covalente y dos de hidrógeno
que da lugar a una estructura poco compacta, es decir con un gran volumen y
por lo tanto menor densidad.

64. Este enlace se da también entre moléculas diferentes, por ejemplo etanol y
agua, que reúnan los requisitos para formar enlaces de hidrógeno, estas
dos sustancias son miscibles porque se establecen enlaces de hidrógeno
entre las moléculas de agua y las moléculas de etanol.

66. 6
PROPIEDADES
SEGÚN
TIPO DE ENLACE.