Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica cómo los átomos se unen para formar moléculas o iones mediante fuerzas eléctricas, y cómo la configuración electrónica determina el comportamiento químico de los átomos. También cubre conceptos como la estructura de Lewis, la polaridad de los enlaces, y las propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos.

1. ENLACE QUIMICO
Q.F. JAVIER MARTINEZ

2. 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.

3. Estabilidad en un átomo.
• Adoptan una 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).

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

5. 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.

6. NOMENCLATURA
• IONES NEGATIVOS: NOMBRE DEL
ATOMO TERMINACION -URO
• ION OXIGENO SE LLAMA OXIDO
• IONES POSITIVOS: NOMBRE DEL
ATOMO (1 SOLA VALENCIA)
• -ICO Y -OSO (DOS VALENCIAS)

7. 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–

8. ENLACE IÓNICO O
ELECTROVALENTE
2 Na + Cl2 → 2 NaCl
Na + Cl → Na+ Cl -
2 Na + S → Na2S
Na + Na + S → (Na+ )2 S -

9. 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

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

11. Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
Fragilidad

12. 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”.

13. 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·
·· ·· · ·

14. 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.

15. Enlace covalente puro
• 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.

16. 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· + x Cl: → :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

17. 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+”.

18. 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
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

19. 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

20. Ejercicio C: Cuatro elementos diferentes
A,B,C,D tienen número atómico 6, 9,13 y 19
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.
a) A Z=6 2-4 b) No metal
B Z=9 2-7 No metal
C Z = 13 2-8-3 Metal
D Z = 19 2-8-8-1 Metal
c) DB (más iónico) CB3 AB4 (más covalente)

21. UTILIDAD DE LA TABLA DE
ELECTRONEGATIVIDADES
• PREDECIR EL TIPO DE ENLACE EN LOS COMPUESTOS.
• CUANTO MAYOR DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD
EXISTA ENTRE DOS ÁTOMOS CUALESQUIERA, ES MÁS
PROBABLE QUE LOS ELECTRONES SEAN TRANSFERIDOS
DEL UNO AL OTRO.
• Y SI LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES ES MUY
PEQUEÑA, SE DEBE FORMAR UN ENLACE COVALENTE,
PUESTO QUE NINGUNO DE LOS ÁTOMOS PUEDE TOMAR
ELECTRONES DEL OTRO.
• Ca – F 4.0 – 1.0 = 3.0 ESENCIALMENTE IÓNICO
• C – Cl 3.0 – 2.5 = 0.5 ESENCIALMENTE
COVALENTE

22. Ejemplo: a) Ordene según la polaridad
creciente, basándote en los valores de
electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces
siguiente: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl
Elemento F O Cl N C S H
Electronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
• a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F

23. 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
+
+ +

24. Propiedades de los compuestos
covalentes
• Moleculares • Atómicos
• Puntos de fusión y • Puntos de fusión y
ebullición bajos. ebullición muy elevados.
• Los comp.covalentes • Insolubles en todos los
apolares (puros) son
solubles en disolventes disolventes.
apolares y los polares en • No conductores
disolventes polares.
• Conductividad parcial sólo
en compuestos polares.

25. Enlace metálico
• Lo forman los metales.
• Es un enlace bastante fuerte.
• Los átomos de los metales con pocos e− en su
última capa no forman enlaces covalentes, ya que
compartiendo electrones no adquieren la
estructura de gas noble.
• Se comparten los e− de valencia colectivamente.
• Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de
iones positivos, empaquetados ordenadamente,
formando una estructura cristalina de alto índice
de coordinación.

26. Propiedades de los compuestos
metálicos.
• Son dúctiles y maleables debido a que no existen
enlaces con una dirección determinada. Si se
distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla
interponiéndose entre los cationes.
• Son buenos conductores debido a la deslocalización de
los e–.
• Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de
la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

27. Propiedades de los compuestos
metálicos (cont.).
• Conducen el calor debido a la compacidad de
los átomos que hace que las vibraciones en unos
se transmitan con facilidad a los de al lado.
• Tienen un brillo característico debido a la gran
cantidad de niveles muy próximos de energía
que hace que prácticamente absorban energía
que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

28. Maleabilidad de un metal
presión
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

29. Enlaces intermoleculares
• Enlace o puente de Hidrógeno.
– Es relativamente fuerte y precisa de:
– Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.
– El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e–
del otro átomo.
– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.
• Fuerzas de Van der Waals.
– Entre dipolos permanentes (moléculas
polares). Son débiles.
– Entre dipolos instantáneos (moléculas
apolares). Son muy débiles.

30. Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)

31. Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión • 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
Atracción dipolo-dipolo adyacentes.
• Atracción dipolo-dipolo:
– Se da entre moléculas polares. Al
ser los dipolos permanentes la
unión es más fuerte.