Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. El enlace iónico se produce entre un metal y un no metal, dando lugar a iones positivos y negativos unidos por atracciones electrostáticas. El enlace covalente implica el compartir de electrones entre átomos para alcanzar la configuración del gas noble. El enlace metálico se caracteriza por la deslocalización de electrones en una "nube electrónica" que rodea los cationes metálicos ordenados en una red crist

2.  Los átomos, moléculas e iones y se unen
entre sí porque al hacerlo se llega a una
situación de mínima energía, lo que
equivale a decir de máxima estabilidad.
 Son los electrones más externos, los
también llamados electrones de valencia
los responsables de esta unión, al igual que
de la estequiometría y geometría de las
sustancias químicas.
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3. 3

4. › Iónico.
› Covalente.
 Metálico.
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5.  Se da entre un metal que pierde uno o
varios electrones y un no metal que los
captura
 Resultan iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por atracciones
electrostáticas, formando redes cristalinas.
 Las reacciones de pérdida o ganancia de
e– se llaman reacciones de ionización:
 Ejemplo: Na – 1 e–  Na+
O + 2e–  O2–
Reac. global: O + 2 Na  O2– + 2 Na+
 Formula del compuesto (empírica): Na2O
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6.  “Es el número de iones de signo opuesto
que rodean a un ion dado”.
 Cuanto mayor es un ion con respecto al
otro mayor es su índice de coordinación.
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7.  Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto
más cuanto mayor HU) ya que para fundirlos es
necesario romper la red cristalina tan estable
por la cantidad de uniones atracciones
electrostáticas entre iones de distinto signo. Son
sólidos a temperatura ambiente.
 Gran dureza.(por la misma razón).
 Solubilidad en disolventes polares (tanto más
cuanto menor U) e insolubilidad en disolventes
apolares.
 Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin
embargo, en estado sólido no conducen la
electricidad.
 Son frágiles. 7

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Solubilidad de un cristal iónico
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

9. 9
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
presión

10.  Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen
menos energía que los dos átomos aislados.
 Al igual que en el enlace iónico la formación de un
enlace covalente va acompañada de un
desprendimiento de energía.
 Se llama energía de enlace a la energía necesaria
para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace.
 Es siempre endotérmica (positiva).
 Ejemplo: para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de
H (g) se precisan 436 kJ,  Eenlace(H–H) = + 436 kJ
 La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se
llama “distancia de enlace”.
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11. Se basa en las siguientes hipótesis:
 Los átomos para conseguir 8 e– en su
última capa comparten tantos
electrones como le falten para
completar su capa (regla del octete).
 Cada pareja de e– compartidos forma un
enlace.
 Se pueden formar enlaces sencillos,
dobles y triples con el mismo átomo.
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12.  H H
· ·· |
CH4 · C · + 4 · H  H ··C ·· H ; H–C–H
· ·· |
H H
 HCN H–CN :
 H2CO H–C=O :
| ··
H
 ·· ··
: O : : O :
·· ·· ·· 
H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H
·· ·· ·· 
: O : : O :
·· ··
12
H
|
NH4
+ H–N+H
|
H
: O :
||
H–O–S–O–H
||
: O :

13.  Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un
número impar de electrones.
 Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado
carácter covalente en las cuales el átomo de
Be o de B no llegan a tener 8 electrones.
 Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo
central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).
› Sólo en caso de que el no-metal no esté en el
segundo periodo, pues a partir del tercero existen
orbitales “d” y puede haber más de cuatro
enlaces.
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14.  BeF2: El Be tiene 2 pares de e–  Ang. enl. = 180º.
 BCl3: El B tiene 3 pares de e–  Ang. enl. = 120º.
 CH4: El C tiene 4 pares de e–  Ang. enl. = 109,4º.
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CH4
Tetraédrica
BCl3
Triangular
BeF2
Lineal

15.  Como se une únicamente a dos
elementos la geometría es lineal.
 Ejemplos:
› Etino (acetileno)
› CO2
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16.  La repulsión de éstos pares de e–
sin compartir es mayor que entre
pares de e– de enlace.
› NH3: El N tiene 3 pares de e–
compartidos y 1 sin compartir  Ang.
enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)
› H2O: El O tiene 2 pares de e–
compartidos y 2 sin compartir  Ang.
enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)
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Agua (104,5º)
Metano (109,4º)
Amoniaco (107,3º)

17.  La repulsión debida a 2 pares
electrónicos compartidos es mayor que
la de uno.
 CH2=CH2: Cada C tiene
2 pares de e– compartidos
con el otro C y 2 pares de
e– compartidos con sendos
átomos de H. 
› Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)
› Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)
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122º
116º
122º

18.  Las moléculas que tienen enlaces
covalentes polares tienen átomos
cargados positivamente y otros
negativamente.
 Cada enlace tiene un momento dipolar
“” (magnitud vectorial que depende la
diferencia de  entre los átomos cuya
dirección es la línea que une ambos
átomos y cuyo sentido va del menos
electronegativo al más electronegativo).
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19.  Dependiendo de cómo sea   de los
enlaces que forman una molécula, éstas se
clasifican en:
 Moléculas polares. Tienen   no nulo:
› Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.
› Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.
 Moléculas apolares. Tienen   nulo:
› Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.
›   = 0. Ej: CH4, CO2.
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20.  Se basa en la suposición de que los enlaces
covalentes se producen por solapamiento de
los orbitales atómicos de distintos átomos y
emparejamiento de los e– de orbitales
semiocupados.
 Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e–
desapareado en un orbital “s” y formarían un
orbital molecular en donde alojarían los 2 e– .
 Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados
y por tanto al nº de enlaces que un átomo
forma.
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21.  Se produce un único solapamiento de
orbitales atómicos. Es frontal y se llama “”
(sigma).
 Puede ser:
a) Entre dos orbitales “s”
b) Entre un orbital “s” y uno “p”
c) Entre dos orbitales “p”.
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© Grupo ANAYA S.A.
Química 2º Bachillerato

22.  Se producen dos o tres solapamientos de
orbitales atómicos entre dos átomos.
 Siempre hay un enlace frontal “” (sólo 1).
 Si en enlace es doble, el segundo
solapamiento es lateral “” (pi).
 Si el enlace es triple,
existe un solapa-
miento “” y
dos “”.
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23.  Sólidos covalentes:
 Los enlaces se dan a lo
largo de todo el cristal.
 Gran dureza y P.F alto.
 Son sólidos.
 Insolubles en todo tipo
de disolvente.
 Malos conductores.
 El grafito que forma
estructura por capas le
hace más blando y
conductor.
 Sust. moleculares:
 Están formados por
moléculas aisladas.
 P.F. y P. E. bajos (gases).
 Son blandos.
 Solubles en disolventes
moleculares.
 Malos conductores.
 Las sustancias polares
son solubles en
disolventes polares y
tienen mayores P.F y P.E.
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24.  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.
 Existen dos modelos que lo explican:
› Modelo del mar de electrones:
› Modelo de bandas:
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25.  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–. Si se aplica el modelo
de bandas, puede suponerse que la banda
vacía (de conducción está muy próxima a la
banda en donde se encuentran los e– de forma
que con una mínima energía éstos saltan y se
encuentran con una banda de conducción
libre.
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26.  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, en general, altos P. F. y P. E.
Dependiendo de la estructura de la red. La
mayoría son sólidos.
 Tienen un brillo característico debido a la gran
cantidad de niveles muy próximos de energía
que hace que prácticamente absorban energía
de cualquier “” que inmediatamente emiten
(reflejo y brillo).
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