ENLACE QUÍMICO guia total dos puntos uve

Tema: Enlace Químico
Docente: Marbin Cabanillas
QUÍMICA

C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A
C U R S O D E Q U í M I C A
Los estudiantes, al término de la sesión de clases serán capaces de:
❖ Comprender cómo y por qué se unen los átomos.
❖ Conocer los factores que determinan un enlace.
❖ Entender el enlace iónico, covalente y metálico
❖ Explicar las propiedades físicas y químicas de los sustancias
iónicas, covalente y metálico; deducidas a partir de las características de su
enlace.
I. OBJETIVOS

Estudiante, ¿Qué sustancias comúnmente hallamos en casa?
Ejemplo: AGUA
✓ Esencial en la vida de las
plantas (evitando se marchite).
Ejemplo: SAL COMÚN
✓ Importante saborizante en las
comidas.
O
H
Ion sodio e ion
cloro unidos por
enlace iónico.
H
Átomo de oxígeno y de
hidrógeno unidos por
enlace covalente.
Hierve a 100 °C
Ejemplo: PLOMO
✓ Presente en el fusible y cuyo fin es
proteger a los electrodomésticos.
Los átomos de plomo
están unidos entre si
por enlace metálico.
Se funde a 801 °C Conduce la electricidad
… las diferentes propiedades de las sustancias van a depender del tipo de elementos que lo constituyen y el
tipo de enlace químico que unen a sus átomos.

Ejemplo: el elemento oxígeno.
se manifiesta
de 2 formas…
* Vital en la subsistencia de
los seres aeróbicos.
* No filtra los rayos UV.
* Tóxico, irrita los ojos y de
olor fuerte.
* Filtra los rayos UV.
…también dependerá de la proporción
en que se unan los átomos.
❖ ¿QUÉ ES EL ENLACE QUÍMICO?
Es la fuerza eléctrica (principalmente) y/o
¡QUE INTERESANTE!, por tan solo un átomo de oxígeno que
los diferencian, el O2 y O3 poseen propiedades muy diferentes.
+ -
N
S
S
magnética que une a los átomos (metales o no
metales), formándose así nuevas sustancias de
mayor estabilidad (menor contenido energético).
▪ Manifestación de la fuerza eléctrica.
▪ Manifestación de la fuerza magnética.

• Átomos libres
• Mayor energía
• Menor estabilidad
H Cl
Mayor
Menor
• Molécula de HCl
• Menor energía
• Mayor estabilidad
Energía
Avance de formación del enlace
432
H Cl
H Cl
Ejemplo: enlace H-Cl
H + Cl → HCl + 432 kJ/mol
Proceso exotérmico
Ejemplo: la formación de la molécula de HCl.

Ejemplo: la formación de la molécula de hidrógeno.
Energía
Estabilidad
alta
baja
menor mayor
H H
H H
Átomos libres de hidrógeno
Molécula de
hidrógeno
En el proceso
de unión se
libera energía
PODEMOS
CONCLUIR QUE…
✓ Los átomos se
unidos por la fuerza
mantienen
eléctrica
de atracción de los núcleos
que se
sobre los electrones
comparten.
✓ La formación del enlace químico
involucra la liberación de
energía (proceso exotérmico),
originando así que la energía de
la molécula de hidrógeno sea
menor (más estable) .

FACTORES INVOLUCRADOS
EN UN ENLACE QUÍMICO

H + H → H2 + 432
𝑘𝐽
𝑚𝑜
¿Qué significa?
2
Al formarse 1 mol de enlaces (en 1 mol de moléculas H ) se libera 432
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
❖ ENERGÍA DE ENLACE
Es la energía liberada durante el proceso de unión de los átomos.
Ejemplo:
▪ Representamos simbólicamente el gráfico anterior
H2 + 432
𝑘𝐽
𝑚𝑜
→ H + H
▪ Aunque también se puede interpretar como:
Para disociar o romper 1 mol de enlaces (en 1 mol de moléculas H2) se
requiere absorber 432
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
Ahora ¿Cómo
se entiende?
A mayor energía de enlace, más
intensa será la unión de los
átomos y en consecuencia
también será más difícil romper o
separar a los átomos.
Ejemplo: Comparando los datos experimentales
¿Cuál de los siguientes enlaces es más difícil de
romper?
ENLACE ENERGÍA DE ENLACE
H −Br 366 kJ/mol
H − F 568 kJ/mol
H − C 414 kJ/mol
Resolución:
H − Br
(366 kJ/mol)
H − F
(568 kJ/mol)
< H − C <
(414 kJ/mol)
Por tanto, el enlace H – F es mas difícil romper.

❖ ELECTRONES DE VALENCIA
Son aquellos electrones que participan en la formación de los
enlaces químicos. Para el caso de los elementos
representativos (grupo A), son aquellos electrones que se
ubican solo en el último nivel.
Ejemplo:
36
13𝐴𝑙 : 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 𝟑𝑠2 𝟑𝑝1
Ejemplo:
3 electrones
de valencia
53
Último nivel o
capa de valencia
𝐼 : 𝐾𝑟 𝟓𝒔2 4𝒅10 𝟓𝒑5 7 electrones
de valencia
Último nivel o
capa de valencia
Para los elementos del grupo A, se cumple:
Número de
grupo tradicional
Número de
electrones de valencia
=
¡MUY IMPORTANTE!
Para estudiar de manera sencilla
los enlaces, el químico G. Lewis,
propuso representar lo electrones de valencia en forma
de puntos o aspas colocados alrededor del símbolo del
elemento, de esa manera tenemos la notación de Lewis.
Ejemplo:
𝐴𝑙 .𝐼.
... ....
N° grupo I A II A III A
Notación
Lewis
Ejemplo: notación de Lewis para elementos del 3er periodo.
𝑁𝑎
. .𝑀𝑔 𝐴𝑙
... 𝑆𝑖
IV
.A
. . 𝑃
V
..
A
. . 𝑆
.
..
..
.𝐶𝑙 𝐴𝑟
..
V
.I
.A V
.I
.
I A V
.
II
.I A
. . . .. ..
..
Los elementos de transición (grupo B)
presentan sus electrones de valencia, en
el último nivel (n) y penúltimo nivel (n-1).
Tal como se muestra … n 𝑠𝛼 (n-1) 𝑑𝛽
¡OJO!
•
•

En el siguiente gráfico
¿En qué grupo de la T.P. se encontrara?

❖ REGLA DEL OCTETO
En 1916 Gilbert N. Lewis plantea que los átomos de los
elementos representativos (grupo A) al unirse o enlazarse
adquieren la mayor estabilidad al tratar de alcanzar la
configuración electrónica del gas noble más cercano a él
(presentan 8 electrones en la último nivel a excepción del
helio que solo tiene 2 electrones). Para ello puede ganar,
perder o compartir electrones de valencia.
Ejemplo: formación del cloruro de hidrógeno (HCl)
H.
..
..
.Cl → H
..
Cl
..
.
.. ...
Cada átomo aporta un electrón para
formar un par electrónico enlazante. Es
𝑣𝑎
así que el cloro completa 8 𝑒− , mientras
𝑣𝑎
que el hidrógeno completa 2 𝑒− .
Ejemplo: formación de la molécula de oxígeno (O2)
O
.
..
.
.. ..
O
. →
.
.
.
.
O ..O
.
. .
.
.
.
..
.
Cada átomo aporta dos electrones
para formar dos pares
electrónicos enlazantes. Es así que
𝑣𝑎
cada oxígeno completó 8 𝑒− .
✓ Los gases nobles a condiciones ambientales no
forman enlaces, por eso se denominan gases
inertes, es decir son muy estables; sin embargo,
el kriptón y xenón a condiciones especiales si
han logrado formar compuestos (KrF2, XeF4,…)
✓ Los elementos de transición (grupo B) no cumplen
la regla del octeto.
✓ Hay que precisar que el helio es estable con 2
electrones de valencia (no cumple octeto).

❖ ELECTRONEGATIVIDAD (EN)
Es la fuerza relativa que tienen los átomos de los elementos
para atraer electrones al formar un enlace químico.
A u m e n t a E.N.
A
u
m
e
n
t
a
EN
▪ Variación de la electronegatividad en la T.P.A.
▪ Los no metales tienen mayor electronegatividad
que los metales.
▪ El concepto de electronegatividad nos será útil
en la determinación del tipo de enlace y
polaridad de las moléculas.
Ejemplo: ordene en forma creciente a la
electronegatividad los siguientes elementos.
34Se, 20Ca, 8O
Resolución:
20𝐶𝑎 :
18𝐴𝑟 𝟒𝒔2 3𝒅10 𝟒𝒑4
4° periodo y IIA
34𝑆𝑒 : 4° periodo y VI A
18𝐴𝑟 𝟒𝒔2
8𝑂 : 2𝐻𝑒 𝟐𝒔2𝟐𝒑4 2° periodo y VI A
Ubicándolos en la tabla periódica:
1
2
3
4
5
6
7
Ca
IIA VIA
O
Se
Aumenta la electronegatividad
Se deduce:
EN: O
Se <
Ca <

ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE ENLACE METÁLICO
1+
𝑁𝑎 𝐶𝑙1−
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⨁
⊝
⊝
⊝
⨁ ⊝
⊝
⨁ ⊝
⊝
⊝
⊝ ⊝
⨁⊝
⊝
⊝
⊝ ⨁ ⊝
⊝
⊝
⨁ ⊝
⊝ ⊝
Cloruro de sodio
NaCl(s)
Cloro gaseoso
Cl2(g)
catión anión
Fuerza Electrostática
⊝
⊝
Cl Cl
⨁
⨁
Electrones compartidos
Cable de cobre
Cu(s)
Mar electrónico
Catión metálico
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS
Unión de metal y no metal Unión de no metales Unión de metales

❖ ¿QUÉ ES EL ENLACE IÓNICO?
Es la fuerza eléctrica o electrostática que une a los iones de
cargas opuestas (catión y anión), los cuales se originan por el
proceso de transferencia de electrones.
▪ Lo anterior se puede asemejar a 2 personas:
e-
▪ Baja EI, AE y EN
Transferencia de
electrones
𝒗𝒂𝒍
▪ Alta EI, AE y EN
* Gana 𝒆−
* Proceso de
REDUCCIÓN
𝒗𝒂𝒍
* Pierde 𝒆−
* Proceso de
OXIDACIÓN
CATIÓN
+
ANIÓN
_
Fuerza eléctrica
FUERTE
Vs.
débil
OBSERVACIONES IMPORTANTES:
➢ En 1888 el alemán Walther
Kossel plantea la teoría del
enlace iónico o también
denominado electrovalente.
➢ Para que se dé la transferencia de electrones y así
la formación de los iones, debe presentarse una
gran diferencia de electronegatividades (∆ 𝑬𝑵).
En compuestos binarios,
generalmente:
∆ EN ≥ 1,7
¡OJO!
Esta condición no
determina en forma
absoluta el enlace
iónico, solo es algo
referencial.
➢ Generalmente el enlace iónico se presenta entre
metal y no metal.

¡PRACTIQUEMOS!
Ejemplo 1: Cloruro de sodio (NaCl)
Ejemplo 2: Óxido de calcio (CaO)
Número atómico (Z): Ca=20; O=8
Resolución:
8O : 1𝑠2 𝟐𝑠2 𝟐𝑝4
Número atómico (Z): Na=11; Cl=17
Resolución:
11Na :1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 𝟑𝑠1
Na
metal
17Cl :1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 𝟑𝑠2 𝟑𝑝5
Cl
..
....
.
no m
.etal
∆EN = 2,1
✓
.Por lo tanto:
Na Cl
..
..
. .
. Na
1+ ..
. .
.
C.
l
1-
Estructura de Lewis
COMENTARIO.
El ion cloruro (Cl1-) cumple octeto (8 e- en el último nivel)
.…pero ¿el ion sodio (Na1+) completó octeto?. Veamos:
Pierde 1e-
11Na1+: 1s2 2s2 2p6 3s0
octeto
20Ca :1s2
..
.
O.
. .
no metal
Ca
2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 . .
metal
EN (Cl) = 3,0
−
EN (Na)= 0,9
EN (O) = 3,5
−
EN (Ca) = 1,0
∆EN = 2,5
✓ Por lo tanto:
.Ca. .
O
...
.
. Ca ..
2+ ...
. .
.O
2-
Estructura de Lewis
COMENTARIO.
El ion oxido (O2-) cumple octeto (8 e- en el último nivel)
…pero ¿el ion calcio (Ca2+) completó octeto?. Veamos:
20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
2 2 6 1
11Na: 1s 2s 2p 3s 20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0
octeto
Pierde
2e-
.
.

✓ CONCLUSIÓN:
En compuestos iónicos constituidos por elementos
representativos, los cationes metálicos si cumplen octeto, si
y solo si pierden todos sus electrones del último nivel (ha
excepción del Li1+ que presenta 2 electrones en la última capa
igual al helio)
Ejemplo 3: Determinar la cantidad total de electrones
transferidos en los compuestos iónicos: K2S y Ca3N2.
Número atómico (Z): K=19; S=16; Ca= 20; N=7
Resolución:
K2S
Grupo IA 1 𝑒𝑣𝑎𝑙
−
𝑣𝑎
1 𝑒−
pierde
1 átomo K
2 átomo K
pierde
𝒗𝒂𝒍
2 𝒆−
Ca N
3 2
𝑣𝑎
Grupo IIA 2 𝑒−
𝑣𝑎
2 𝑒−
pierde
1 átomo Ca
3 átomo Ca
pierde
𝒗𝒂𝒍
6 𝒆−
RPTA: En total se han transferido 8 electrones.
La mayoría de compuestos iónicos se da
entre: METAL y NO METAL… sin embargo
existe algunas excepciones:
❑ NO SON COMPUESTOS IÓNICOS
❑ SI SON COMPUESTOS IÓNICOS
Formula química general
BeF2
BeCl2
BeBr2
BeI2
AlCl3
AlBr3
AlI3
4
(NH )+1…….
El berilio y aluminio
son metales que
presentan un alto valor
de EI, razón por la cual
ahí que esta lista de
sustancias son
covalentes.
𝑣𝑎
no pierden sus 𝑒−
, de
Catión amonio
NH4OH
NH4Cl
NH4NO3
ejemplos
La lista de ejemplos
esta constituido por
solo no metales, pero
son compuestos
iónicos, porque el ion
actúa como
metálico
(NH4)+
catión
monovalente.
OBS. Los átomos metálicos transfieren e- a los átomos
no metálicos.

PROPIEDADES GENERALES DE COMPUESTOS IÓNICOS
A. En condiciones ambientales (25°C y a nivel del mar)
únicamente son sólidos. Ejemplos:
Halita (NaCl)
B. Forman redes cristalinas, ya que sus iones se
distribuyen muy ordenadamente en el espacio
tridimensional, debido a que el enlace iónico es
polidireccionales.
Ejemplos:
Na1+
Cl1-
C. Son frágiles o quebradizos (se rompen fácilmente por la
acción de fuerzas externas), sin embargo presentan alta
dureza (resistencia a ser rayado por otro). Ejemplos:
_ +
_
_
+ +
+
_
_
+
_
+
_ + _ +
Fuerza
Iones de signos opuestos se atraen Iones de igual signo se repelen
(el sólido se rompe)
Yeso (CaSO4.2H2O)

D. Son solubles o se disuelven en solventes polares,
como por ejemplo: agua, alcohol etílico, etc.
La red cristalina del NaCl esta siendo desarmada por
las atracciones eléctricas con las moléculas de agua.
F. En estado sólido no son conductores eléctricos, sin
embargo en estado líquido (fundido) o disuelto en
agua (en solución acuosa) son buenos conductores
eléctricos, debido a la presencia de sus electrolitos
(cationes y aniones con libertad a desplazarse).
G. Presentan elevada temperatura de fusión, a razón que
las atracciones eléctricas entre los cationes y aniones
son muy intensas. Ejemplo:
Tf (NaCl) = 801 °C Tf (CaO) = 2572°C
Tf (MgO) =°C 2850 LiCl=610 °C
Electrólisis del
cloruro de
sodio fundido
E. La mínima unidad representativa de un compuesto
iónico se le denomina unidad fórmula.
Ejemplo: NaCl, Al2O3, CaCO3, NaNO3, etc.

… pero ¿Cómo se explica que a condiciones
ambientales hallan sustancias gaseosas o líquidas?
Halita (NaCl) Corindón (Al2O3)
Cal viva (CaO)
Los compuestos iónicos a condición ambiental
(25°C y a nivel del mar) se encuentran sólidos
Molécula
de O2
Molécula
de N2 Molécula
de CO2
Molécula
de H2O
Molécula
de H2O

Hoy veremos a las sustancias covalentes,
estas a condición ambiental se pueden
manifestar en gas, líquido e incluso sólido;
además están constituidas por unidades
discretas denominadas moléculas.
❖ Analicemos la formación de la molécula de
oxígeno (O2)
Terrón de azúcar
(Molécula de sacarosa C12H22O11)
8O : 1s2 2s 2 2p 4
EN (O) = 3,5
−
∆EN = 0
Notación Lewis
8p+ 8p+
8p+ 8p+
FEL FEL
▪ Al interactuar 2 átomos de oxígeno ¿se unirán por
enlace iónico?
EN (O) = 3,5
O
no
metal
2 e- para
tener octeto
Cristales de yodo
(Molécula de I2)
Oxígeno
atómico
No es posible la
transferencia de e-
Oxígeno
atómico
Completan el octeto
compartiendo pares de e-
S
N
N
S
los pares de
compartidos.
e-
Manifiestan 2 fuerzas:
* FEL: atracción entre los
núcleos y los pares de
e- compartidos.
*FMAG: atracción entre
Molécula de oxígeno

8p+ 8p+
UNA FORMA SENCILLA DE REPRESENTAR LAS SUSTANCIAS MOLECULARES ES EMPLEANDO
LA ESTRUCTURA LEWIS, permite mostrar los enlaces covalentes usando los símbolos de
Lewis; donde los pares de electrones compartidos se representan ya sea como pares de
puntos o como líneas entre dos átomos, y los pares de electrones no enlazantes (pares
libres o solitarios) se muestran como pares de puntos de átomos individuales.
➢ Representemos a la molécula de oxígeno.
Estructura Lewis Estructura Pauling
Par
enlazante
Par
no enlazante
▪ 2 pares enlazantes.
▪ 4 pares no enlazantes
(solitarios o libres).

❖ ¿QUÉ ES EL ENLACE COVALENTE?
Fue planteada en 1916 por Gilbert N. Lewis,
llamada también teoría del par enlazante,
es aquella fuerza electromagnética
(principalmente eléctrica) que une a los
átomos neutros a través de la compartición
de uno o más pares de electrones, dando
así origen a una estructura estable
denominada molécula.
▪ CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE COVALENTE.
A. En compuestos binarios, por lo común, la diferencia
de electronegatividades (∆EN) es baja.
0 ≤ ∆ EN < 1,7
2
Ejemplo: agua (H O)
EN (O) = 3,5
EN (H) = 2,1
EN (C) = 2,5
EN (H) = 2,1
−
∆EN = 1,4
Ejemplo: metano (CH4)
−
∆EN = 0,4
B. Generalmente se presenta entre elementos no metales.
e- e-
“Átomo no metal”
(Alta EI, AE y EN)
“Átomo no metal”
(Alta EI, AE y EN)
¡Recuerda de la
clase anterior!
Estos compuestos son covalentes:
➢ BeCl2, BeBr2, BeI2
➢ AlCl3, AlBr3, AlI3
Nota:
La ∆EN no define
que el enlace sea
covalente, es solo
un dato referencial.
Par enlazante

¡TEN PRESENTE!
Los elementos representativos (grupo A),
alcanzan la configuración electrónica más
estable al completar 8e- en su último nivel
(se dice que cumple octeto), sin embargo hay
átomos que son estables sin cumplir octeto:
N° grupo I A II A III A
Notación
Lewis
Notación
Lewis 𝑁𝑎
.
𝐵𝑒
. .
𝐴𝑙 .𝑆
.𝑖...
𝑃. ..
𝑆 ..
𝐶
.𝑙
..
..
..
.
𝐴
.𝑟
..
𝐿𝑖
𝑀𝑔 ...
.. 𝐵
. .
. .
IV
.A
..
𝐶.
V
..A V
.I
.A
.. ...
.𝑁
...𝑂
V
.I
.
I A
.𝐹
.
..
. .
..
..
V
.II
.I A
𝑁
.
..
.𝑒
..
❖ REGLAS PRACTICAS PARA ESTABLECER LAS
ESTRUCTURAS DE LEWIS.
Átomo Estable con
H, He, Li 2 e-
Be 4 e-
B 6 e-
1. Elegir el átomo central, que es el átomo no
𝑣𝑎𝑙
metálico con más 𝑒− desapareados y que sea
diferente del H y O.
2. Señalar la notación Lewis del átomo central.
3. Buscar simetría para la molécula, entonces el
resto de átomos deben ubicarse
simétricamente alrededor del átomo central.
4. Buscar el octeto para la estabilidad electrónica
de todos los átomos (recuerda que algunos
átomos son estables sin necesidad de cumplir
octeto).
¡RECUERDA!
Para los elementos del grupo A, se cumple que:
N° grupo A = N° de e-
val

CLASIFICACIÓN DE ENLACES
COVALENTES

¿hay 7 pares
enlazantes?
¿ hay 7 enlaces
covalentes?
VAMOS A UTILIZAR HASTA CUATRO CRITERIOS PARA CLASIFICAR EL ENLACE COVALENTE
▪ Criterio es regla o juicio para discernir, clasificar o relacionar
Hum… ¿qué opinas? Sobre la siguiente estructura Lewis, analicemos
sobre estas interrogantes
RPTA: CORRECTO
RPTA: ¿INCORRECTO?
• 1 ENLACE SIMPLE
• 1 ENLACE DATIVO
• 1 ENLACE SIGMA
• 1 ENLACE POLAR
• 1 ENLACE MÚLTIPLE
• 2 ENLACES NORMALES
▪ (1 ENLACE SIGMA Y 1 ENLACE PI)
• 1 ENLACE POLAR
• 1 ENLACE SIMPLE
• 1 ENLACE NORMAL
• 1 ENLACE SIGMA
• 1 ENLACE APOLAR

A.1) Enlace simple. Si dos átomos comparten un par
de electrones.
Ejemplo: agua (H2O)
(I A) No metal No metal (VI A)
Átomo
central
▪ 2 enlaces simples.
▪ 2 pares no enlazante
o libres o solitarios.
A.2) Enlace doble. Si dos átomos comparten dos pares
de electrones.
Ejemplo: dióxido de carbono (CO2)
(IV A) No metal No metal (VI A)
Átomo central
▪ 2 enlaces dobles.
▪ 4 pares solitarios.
¡OJO!
¿Cuántos enlaces simples tiene el CO2?
RPTA: ninguno
SEGÚN EL NÚMERO DE PARES DE ELECTRONES COMPARTIDOS

A.3) Enlace triple. Si dos átomos comparten tres pares
de electrones.
(IV A) No metal No metal (I A)
Ejemplo: acetileno (C2H2)
Átomo central
▪ 1 enlace triple.
▪ 5 pares enlazantes.
El átomo de hidrógeno, al formar el enlace simple,
presenta una estabilidad electrónica similar al helio (2e-).
EJERCICIO. Efectuar la estructura del
ácido carbónico (H2CO3)
No metal (VI A)
(I A) No metal
No metal (IV A)
Átomo central
▪ 1 enlace doble.
Enlace simple Enlace múltiple
Aumenta la intensidad y energía de enlace
Aumenta la longitud de enlace

Estructura Lewis
B.1) Enlace normal. Se presenta cuando cada átomo
aporta un electrón para formar el par enlazante.
aporta
aporta
Ejemplo: clorometano (CH3Cl)
No metal (VII A)
(IV A) No metal
No metal (I A)
Átomo
central
▪ 4 enlaces normales.
Ejemplo: cianuro de hidrógeno (HCN)
(I A) No metal No metal (V A)
No metal (IV A)
Átomo
central
▪ 1 enlace simple.
▪ 1 enlace triple.
▪ 1 par no enlazante o
solitario.
SEGÚN EL NÚMERO DE ELECTRONES APORTADOS AL ENLACE

B.2) Enlace dativo o coordinado. Se presenta cuando solo
un átomo aporta los 2 electrones para formar el par
enlazante, en tanto que el otro átomo ninguno.
Estructura Lewis
Aporta 2 e- No da ningún e-
Ejemplo: ozono (O3)
No metal (VI A)
▪ 2 átomos de oxígeno inician
formando enlaces normales
alcanzó octeto y
tiene par libre
▪ El oxígeno central le comparte 2e-,
para que así el tercer oxígeno
complete el octeto.
Enlace dativo
<>
Hay 2 modos
de representar
el enlace dativo
▪ 1 enlace dativo.
▪ 1 enlace doble.
✓ El enlace dativo en resumida cuenta
comparte 2 electrones, por tanto es
un tipo de enlace simple.
✓ Un enlace normal y un enlace dativo
son iguales en sus características, es
decir, tienen igual energía y longitud
de enlace.

¡CAMPEÓN A PRACTICAR!
EJERCICIO 1. Efectuar la estructura del dióxido
de dinitrógeno (N2O2), sabiendo que cada
átomo retiene sus respectivos pares solitarios.
No metal (VI A)
(V A) No metal
Átomo central
RESOLUCIÓN:
N2O2
▪ El átomo de oxígeno requiere de 2 pares enlazantes.
▪ 0 enlaces dativos.
▪ 2 enlaces dobles.
▪ 6 pares solitarios o libres.
EJERCICIO 2. Efectuar la estructura del trióxido
de dicloro (Cl2O3).
RESOLUCIÓN: Cl2O3
No metal (VI A)
(VII A) No metal
Átomo central
enlazantes.
▪ El átomo de oxígeno del centro requiere de 2 pares
alcanzó octeto y
tiene par libre
▪ 2 enlaces dativos.
▪ 0 enlaces múltiples.
▪ 12 pares solitarios o libres.

SEGÚN LA SUPERPOSICIÓN O TRASLAPE DE ORBITALES ATÓMICOS
C.1) Enlace sigma (𝝈). Resulta del solapamiento
o traslape frontal de orbitales atómicos, por lo
tanto el par enlazante (2 e- compartidos) se
encuentra en el eje internuclear, de ahí que el
enlace sigma sea una unión de mayor intensidad.
Eje
internuclear
Eje
internuclear
Eje
internuclear
C.2) Enlace pi (𝝅). Resulta del solapamiento o
traslape lateral de orbitales atómicos p, por lo
tanto el par enlazante (2 e- compartidos) se
puede encontrar a ambos lados del eje
internuclear, de ahí que el enlace pi sea una
unión de menor intensidad.
Ejemplos:
+
+
Eje
internuclear
Ejemplos:
𝑠 𝑠
+ +
𝑠
+
𝑝
+
𝑝
+
𝑝
+
𝑝 𝑝
+ + +

identificar los
¡IMPORTANTE!
Regla práctica para
enlaces 𝜎 y 𝜋.
𝝈
𝝈
𝝈
𝝅
𝝅
𝝈
𝝅
EJERCICIOS.
Determinar el número de enlaces sigma y pi de
las siguientes estructuras.
▪ 5 𝜎 y 1 𝜋
𝝈 𝝈
𝝈
𝝈
𝝈
𝝅
▪ 3 𝜎 y 4 𝜋
𝝅
𝝈
𝝅
𝝅
𝝈
𝝅
▪ 2 𝜎 y 1 𝜋
𝝈 𝝈
𝝅
𝝈
𝝈
𝝈
𝝈 𝝈
𝝅 𝝅
▪ 5 𝜎 y 2 𝜋
𝝈

SEGÚN COMO COMPARTEN LOS ELECTRONES DE ENLACE
D.1) Enlace covalente polar. Se presenta cuando
entre 2 átomos la compartición de electrones
es no equitativa o de forma desigual; esto es
debido a que existe una diferencia de
electronegatividades (∆EN > 0).
Ejemplo: Cloruro de hidrógeno (HCl)
No metal (VII A)
EN = 3,0
(I A) No metal
EN = 2,1
Línea equidistante
a cada núcleo
Mayor densidad
electrónica (mayor EN)
Menor densidad
electrónica (menor EN)
∆EN= 3,0 – 2,1 = 0,9
Carga parcial
positiva (𝛿 +)
Carga parcial
negativa (𝛿 −)
x
• La molécula de HCl presentará cargas aparentes:
𝜹+ 𝜹 −
(dipolo)
POLARIDAD
DEL ENLACE
∆ EN
relación
directa
IMPORTANTE
EJEMPLO. ¿Qué enlace tiene mayor polaridad?
C H O Cl C O
Electronegatividad: O=3,5; C=2,5; H=2,1; Cl=3,0
Resolución: C H ∆𝐸𝑁 = 2,5 − 2,1 = 0,4
O Cl ∆𝐸𝑁 = 3,5 − 3,0 = 0,5
C O ∆𝐸𝑁 = 3,5 − 2,5 = 1,0

EJERCICIOS: Indique el número de enlaces
polares y apolares de las siguientes estructuras.
D.2) Enlace covalente no polar (APOLAR). Se
presenta cuando entre 2 átomos la
compartición de electrones es equitativa o por
igual; esto es debido a que la diferencia de
electronegatividades (∆EN = 0).
Ejemplo: molécula de cloro (Cl2)
Línea equidistante
a cada núcleo
∆EN= 3,0 – 3,0 = 0
No metal (VII A)
EN = 3,0
Se llama enlace
apolar o
covalente puro.
▪ 2 enlaces polares.
▪ 1 enlace apolar.
▪ 4 enlaces polares.
▪ 2 enlaces apolares.

Es la unión eléctrica que se establece entre los cationes metálicos
con el mar de electrones que se mueven libremente por toda la
estructura cristalina del metal.
Los metales tiene
muchas aplicaciones, en
nuestra vida diaria,
debido a sus
propiedades.
⨁
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⨁⊝
⊝
⨁
⊝
⊝
⊝
⊝
⨁ ⊝
⊝
⊝ ⨁ ⨁
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
(Modelo del mar de electrones o gas electrónico)
Mar de electrones
C𝑢𝟐𝟐+
C𝑢𝟐𝟐+
C𝑢𝟐
𝟐
+
⊝
⊝
Cation metálico (Cu2+)
E𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒 𝑚𝑒𝑡a𝑙𝑖𝑐𝑜
Este enlace se presenta en los metales y sus aleaciones.
ENLACE METÁLICO

El modelo del “mar de electrones” se puede explicar de manera sencilla, una variedad de propiedades de los
metales.
Brillo metálico Conductividad calorífica

Conductividad eléctrica
Ductilidad
Maleabilidad

“ La belleza de la vida no hace referencia a los
átomos que la componen, sino a la forma en que
estos átomos se juntan”.
Carl Edward Sagan
Carl Edward Sagan (1934-1996)
Astrónomo, cosmólogo, astrofísico,
astrobiólogo, escritor y comunicador
de la ciencia.

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