Este documento trata sobre la evolución de la comprensión del enlace químico. Explica cómo los científicos del siglo XIX podían determinar la composición química de los compuestos pero no podían asignar fórmulas debido a un desconocimiento de las masas atómicas. Más tarde, científicos como Dalton, Avogadro y Gay-Lussac contribuyeron al desarrollo de las teorías atómicas y de los volúmenes de combinación de gases, lo que permitió establecer fó

1. Introducción al Enlace Químico

2. Pero esto traía, como consecuencia, un problema en la
asignación de fórmulas, cuestión que mantuvo a los
científicos preocupados durante largo tiempo en ese
momento
Se podían determinar,
por análisis químico,
el porcentaje en peso de
los elementos presentes en
un compuesto
pero esto no es
suficiente para asignar
una fórmula, si no se
conoce el peso de los
átomos de los
elementos
Los científicos del siglo XIX eran conscientes de
que los átomos de diferentes elementos tienen
diferentes masas.

3. 100 g de agua contiene 11,1g de hidrógeno y 88,9 g de
oxígeno
Luego, como 88,9/11,1 = 8
implica que el agua tiene 8 veces más masa de oxígeno
que hidrógeno
Por ejemplo
Con esta información Dalton llego a la conclusión de que
la molécula de agua era HO
Como el hidrogeno era el elemento mas liviano se le asignó un valor de 1
(arbitrariamente) a la masa del hidrógeno, y a los demás elementos se les
asignó Unidades de Masa Atómica (UMA) que representaban cuantas
veces más masa tenían con respecto al hidrogeno

4. ”los volúmenes de los gases que reaccionan o se forman en
una reacción química, guardan entre si una relación numérica
sencilla, siempre que todos los gases se midan en las mismas
condiciones de presión y temperatura” (Ley de Gay-Lussac).
Joseph Louis Gay-Lussac,
(1778-1850)
Gay-Lussac tras
muchos
experimentos llegó a
la conclusión de que:

5. Es decir, mediante fórmulas puede escribirse
2 volúmenes
de gas
Hidrógeno
1 volumen
de gas
Oxígeno
2 volúmenes de
vapor de agua
(H2O)
+
Y también…
1 volumen de
gas
Hidrógeno
1 volumen
de gas Cloro
2 volúmenes de
Cloruro de
hidrógeno (HCl)
+
El problema… los volúmenes de gases no son
aditivos…...entonces única forma de explicar esto es
que los gases son especies diatómicas.
Por lo tanto para Gay-Lussac la formula de la
molécula de agua es H2O

6. La teoría atómica de Dalton no podía explicar la ley de
Gay Lussac de los volúmenes de combinación
Ya que según Dalton, en estado gaseoso, se
combinaban un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno
daba lugar a una partícula de agua de fórmula HO y
por ende esto le llevo rechazar como inexactas las
conclusiones de Gay Lussac de que los gases eran
especies diatómicas porque consideraba que están mal
sus experimentos trabajando con lo volúmenes y no
con las masas de los gases

7. Se debe a Amadeus Avogadro la reconciliación de estos
dos hechos, ya que afirmó lo que se denomina..
Hipótesis de Avogadro Ampere: que establece que
en las mismas condiciones de presión y temperatura el
número integral de moléculas en cualquier gas es
siempre el mismo para iguales volúmenes, o siempre
proporcional a los volúmenes.

8. A partir de Avogadro, los químicos se dieron cuenta de que el
agua contenía dos átomos de hidrógeno por cada uno de oxígeno
y concluyeron que la masa del oxígeno debía ser el doble
comparativamente de la relación anterior que habíamos visto (8),
por eso sería la masa atómica del O (calculada a partir del agua)
era 2x8=16 UMAs
Actualmente se le asigna el valor de 1 UMA a 1/12 parte
de la masa del isotopo 12C
En ocasiones se habla de “peso atómico” aunque lo correcto es
“masa atómica”.

9. De todas formas
pese que
teníamos:
La teoría atómica de
Dalton
La Hipótesis de Avogadro
- Todavía no se podía asignar fórmulas coherentes a los
compuestos
- No se había establecido como relacionar las masas de los
compuestos con la cantidad de átomos o moléculas que
conforman dicha masa.

10. • Con instrumentación moderna, se ha podido medir la masa
promedio de un átomo.
– Ejemplo: 1 átomo de Mg = 4.037 x 10-23 g Mg
– Si Mg tiene una masa atómica de 24. UMA
• ¿Cuántos átomos hay de Mg en 24 g Mg?
= 6.022 x 1023 átomos Mg
24 g Mg
4.037 x 10-23 g Mg
Este número constante recibe el nombre de
número de Avogadro
Ejemplos
23 g Na = 6.022x1023 átomos Na
40 g Ca = 6.022x1023 átomos Ca
32 g S = 6.022x1023 átomos S

11. CONCEPTO DE MOL.
El término mol proviene del latín moles, que significa
“una masa”
El término molécula es la forma diminutiva y significa
“una masa pequeña”
En principio se define mol, como la cantidad de átomos,
que contienen 12g de 12C.

12. • Concepto de MOL aplicado a elementos
 1 mol de cualquier elemento es una muestra del mismo con
una masa en gramos igual a la masa atómica de dicho
elemento.
 El número de átomos en 1 mol de cualquier elemento es igual
a 6.022x1023
• Concepto de MOL aplicado a moléculas
 1 mol de cualquier compuesto es una muestra del mismo,
con una masa en gramos igual a la masa molecular de dicho
compuesto.
 El número de moléculas en 1 mol de cualquier compuesto es
igual a 6.022x1023

13. • Ejemplos
– 1 mol H2O = 18 g H2O = 6.022x1023 moléculas H2O
– 1 mol CO2 = 44 g CO2 = 6.022x1023 moléculas CO2
– 1 mol NH3 = 17 g NH3 = 6.022x1023 moléculas NH3
Ejemplo de composición:
Compuesto H2O
1 mol de H2O = 2 moles de átomos de H + 1 mol de átomos
de O
Masa molecular g H2O = 2 moles H (1 g H / 1 mol H) +
1 mol O(16 g O / 1 mol O ) = 18.g H2O
Concepto de MOL aplicado a compuestos

14. Solución molar (M)
en estas soluciones es el número de moles (n) de soluto se
hallan diluidos en 1000 ml de solución.
Solución molal (m)
en estas soluciones el número de moles (n) se haya diluido en
1000 grs de solvente.
Ejemplo: 1 mol NH3 = 17.03 g NH3
1 M NH3 es 17.03 g de NH3 en 1 lt de solución.
0,3 M NH3 es ------- g de NH3 en 1 lt de solución.
¿Cuántos g de NH3 hay en 500 ml de una solución 1M?
Recordando….CONCENTRACIÓN DE
UNA SOLUCIÓN

15. RESUMIENDO LOS PESOS (masas) ATÓMICOS Y
MOLECULARES SE DEFINEN DE LA SIGUIENTE
MANERA:
Peso (masa)
atómico:
Es el número que
indica las veces que un
átomo de un elemento
es más pesado que un
doceavo del átomo del
isótopo de C12.
Peso (masa)
molecular:
Es el número que
indica cuántas veces
una molécula es más
pesada que un
doceavo del átomo del
isótopo de C12.

16. un mol contiene
el número de Avogadro ( 6.02·1023)
de unidades de materia físicas
reales ( átomos, moléculas o iones)
El número de Avogadro es tan grande que es difícil imaginarlo.
Si esparciéramos 6.02·1023 bolitas sobre toda la superficie
terrestre,
¡formaríamos una capa de casi 5Km de espesor!

17. Enlace Químico

18. En química pocos términos son tan difíciles de definir
de modo preciso como el de
«enlace químico».

19. Según Sir Isaac Newton
Las partículas se atraen
unas a otras por alguna
clase de fuerza, que es
sumamente fuerte cuando
se hallan en contacto
inmediato.

20. Según Linus Pauling Se establece un enlace
químico entre dos átomos o
grupos de átomos cuando las
fuerzas que actúan entre
ellos son de índole tal que
conducen a la formación de
un agregado con suficiente
estabilidad, estableciendo
una especie molecular
independiente.
Los enlaces químicos se producen cuando la estructura
electrónica de un átomo se altera lo suficiente para enlazarse con
la estructura electrónica de otro átomo o átomos.

21. Era conocida la alta estabilidad de unos ciertos átomos que por su poca
reactividad se habían llamado "gases nobles"; éstos tenían en común el
disponer en su última capa un cierto número de electrones (2 para el helio
y 8 en todos los otros casos).
Clave 1: las estructuras electrónicas de los átomos
Clave 2: la naturaleza de las fuerzas químicas dentro de los
compuestos
La unión química quiere “imitar” esa estabilidad, generando interacciones que
hagan “parecer” a los elementos como si fueran gases nobles.

22. ¿Por qué se unen los átomos?
Porque así consiguen más estabilidad.
¿Qué es para un átomo “la estabilidad”?
Conseguir la configuración electrónica de gas noble.
¿Cómo se consigue configuración de gas noble?
Los átomos pueden conseguir configuración de gas noble de
dos formas:
transfiriendo o compartiendo electrones con otros
átomos.

23. Entonces..hay 3 clases
enlaces derivados del rol
de los electrones en las
uniones químicas:
1.- Enlaces
iónicos
2.- Enlaces
covalentes
3.- Enlaces
metálicos
y

24. 1.-ENLACE IÓNICO

25. Introducción al Enlace Iónico.
características de los
compuestos de enlace iónico.
- Son sólidos
- No volátiles
- Conductividad eléctrica es
muy baja en estado sólido
- Aumenta marcadamente por
fusión o disolución.

26. Describiendo el modelo en su forma más elemental, se
supondrá que el enlace se produce cuando átomos
con energías de ionización opuestas, se aproximan lo
suficiente para que uno ceda y el otro reciba
ELECTRONES. El resultado es que estos átomos se
transforman en iones.
-
+
CATIÓN ANIÓN
Enlace Iónico.

27. Entonces…..
El término enlace iónico se refiere a las fuerzas
electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta.
Los iones pueden formarse a partir de átomos por la
transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.
Las sustancias iónicas son
el resultado de la
interacción entre metales
de la extrema izquierda de
la tabla periódica y no
metales de la extrema
derecha.

28. Estructura de los sólidos iónicos
Un sólido iónico es, un
sólido cristalino cuyos
iones están ordenados
en disposiciones bien
definidas.
Podemos imaginar que el
sólido se forma apilando
bloques idénticos, que se
denominan celda unidad
Un sólido cristalino puede representarse mediante una matriz
tridimensional que se denomina red cristalina.

29. Energía Reticular.
Es el cambio de energía interna observado cuando 1 mol del
compuesto, a la presión de 1 atmósfera, se convierte en iones
gaseosos definidos, infinitamente separados entre sí.
Para llegar al estado solido, cada ión tienda a rodearse del
máximo número de iones de signo opuesto.
Esto genera una red cristalina estabilizada por una energía
denominada ENERGÍA RETICULAR (U)

31. 2.-ENLACE COVALENTE
Cl2

32. La gran mayoría de las sustancias químicas no poseen las
características de los materiales iónicos.
Entramos en contacto diariamente con una proporción
elevada de las sustancias
Para esta clase tan grande de sustancias que no se comportan
como sustancias iónicas
necesitamos un modelo diferente para el enlace entre los
átomos.
Introducción al enlace covalente

33. G. N. Lewis razonó que un
átomo podría adquirir una
configuración electrónica de
gas noble compartiendo
electrones con otros átomos.
Un enlace covalente es el
resultado de compartir pares
de electrones entre dos
átomos.
Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan
en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí.

34. Los electrones que participan en un enlace químico se les
llama
electrones de valencia
( del latín valere, “ser fuerte”).
Estos electrones residen en las capas electrónicas más
externas de un átomo, que es la parcialmente ocupada.
Lewis representa los electrones de valencia
por puntos.
Es una forma útil de representarlos y de seguirles
la pista en la formación de enlaces.
X
Símbolos de Lewis y regla del octeto

35. Los puntos se colocan en los cuatro lados de los
símbolos atómicos
Los átomos tienden a ganar, perder o
compartir electrones hasta estar
rodeados por ocho electrones de
valencia
(como los gases nobles)
REGLA DEL OCTETO
caben 8 máximo

36. La molécula de hidrógeno, H2 , ofrece el ejemplo más sencillo
posible de enlace covalente.
De forma análoga, cuando dos átomos de cloro se combinan

37. con una línea
Siguiendo esta
convención, las
estructuras de
Lewis se dibujan
así:
Al escribir
estructuras de
Lewis,
indicamos
cada par de electrones
compartido
como puntos los pares de electrones
no compartidos
H2
Cl2
y
para

38. El modelo de Lewis logra explicar la composición de
muchos compuestos formados por no metales, en los
que predominan los enlaces covalentes.
... Y LOS ENLACES MÚLTIPLES
Enlace sencillo Compartir un par de electrones
Doble enlace Se comparten dos pares de
electrones
Triple enlace Se comparten tres pares de
electrones

39. Polaridad de los enlaces
Ademas…los pares de electrones que se comparten entre dos
átomos distintos en multitud de ocasiones no se comparten
equitativamente.
Los pares de electrones compartidos no se encuentran en
posiciones fijas entre los núcleos.

40. Podemos visualizar dos casos extremos en el grado en que
los pares de electrones se comparten.
En un extremo tenemos los
enlaces entre dos átomos
idénticos, como en H2, donde
los pares de electrones se
comparten equitativamente.
En el otro extremo,
ilustrado por el NaCl,
los electrones
prácticamente no se
comparten.
Los enlaces que ocurren en la mayor parte de las sustancias covalentes
quedan en algún punto entre estos dos extremos.

41. En un enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una
atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro.
La electronegatividad es la capacidad de un átomo en una
molécula para atraer electrones hacia sí mismo.
La electronegatividad de un átomo en una molécula está
relacionada:
Que son propiedades de los átomos aislados.
-con su energía de ionización
-con su afinidad electrónica

42. -
+
-
+
ATRAERÁ ELECTRONES DE OTROS ÁTOMOS Y SE RESISTIRÁ A DEJAR IR SUS ELECTRONES.
Un átomo será muy electronegativo si tiene:
-una energía de
ionización elevada
-una afinidad electrónica
muy negativa

43. Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud pero
signo opuesto están separadas cierta distancia, se establece
un dipolo. Las moléculas, que tienen una distribución
inequitativa de los electrones en un enlace covalente, se
comportan como DIPOLO.
El tamaño (fuerza) de un
dipolo se mide por su
momento dipolar (m)
Si dos cargas de igual
magnitud, Q+ y Q- están
separadas una distancia r, el
momento dipolar es el
producto de Q y r .
m = Qr
El momento dipolar de una molécula aumenta al aumentar la
magnitud de las cargas separadas y al aumentar la distancia
entre las cargas. También depende de la geometría de la
molécula

44. Por ejemplo, las
excepcionales propiedades
del agua como disolvente se
deben a que es una
molécula con momento
dipolar fuerte.
El momento dipolar hace que la atracción entre moléculas sea
mayor y por tanto los puntos de fusión y ebullición de las
moléculas polares son mayores que los de las no polares.

45. Sólidos covalentes. Cristales, Láminas y Cadenas.
Dentro de los compuestos covalentes hemos hablado de
PRINCIPALEMENTE de Gases y Líquidos
Pero hay sólidos que presentan sólo enlaces covalentes

46. El cristal no contiene moléculas aisladas, son redes tridimensionales.
Las fuerzas que
mantienen el retículo
cristalino son muy
grandes y de ahí las
propiedades de estos
sólidos:
- Altos puntos de fusión y ebullición
- Elevada dureza
- Insolubilidad en agua y otros disolventes
- Baja dilatación térmica
-Malos conductores de la electricidad
Ejemplos: diamante,
SiC, BN, NiAs
Tres estructuras posibles. Cristales, Láminas y Cadenas.

47. Estructura tridimensional
del diamante
Estructura del NiAs
(esferas pequeñas= átomos
de Ni; Grandes= átomos de
As)

48. 3.-ENLACE METÁLICO

49. Introducción al Enlace Metálico
Los sólidos
metálicos consisten
exclusivamente en
átomos de un
elemento metálico.
Las
estructuras
pueden ser
Hexagonal compacto.
Cúbico centrado en las caras.
Cúbico centrado en el cuerpo.
Entre los materiales de uso
industrial los metales los que
han permitido una aplicación
más versátil en razón de sus
especiales propiedades
sobre todo por la cualidad más
importante la gran capacidad
de deformación.

50. cada átomo normalmente tiene 8 o 12
átomos adyacentes.
En los cristales
metálicos
poseen alta energía reticular, elevadas
constantes físicas, etc.
Propiedades de
los materiales con
enlace metálico
Son conductores de la electricidad
en estado sólido
Son buenos conductores del calor
Poseen brillo característico
Son deformables sin rotura frente a
los esfuerzos de tipo mecánico.
Ninguno de los enlaces estudiados hasta aquí es capaz de
proporcionar explicación para las propiedades de los materiales
que conocemos como metales.

51. Por ejemplo, el cobre
posee una estructura
cúbica compacta en la
cual cada átomo de
cobre está en contacto
con otros 12 átomos
de cobre.
El número de electrones de
capa de valencia disponibles
para la formación de enlaces
Es insuficiente para que un átomo
de cobre forme un enlace de par
electrónico con cada uno de sus
vecinos.
Para que cada átomo comparta sus electrones enlazantes
con todos sus vecinos, estos electrones deben ser capaces
de moverse de una región de enlace a otra sin barreras.

52. Debido a su gran
movilidad, se podrán
trasladar cuando se
vean sometidos a un
campo eléctrico o
cuando, la diferencia de
temperatura provoque
la agitación térmica,
transportando calor.
Existe una unión colectiva entre la comunidad de
electrones y la comunidad de restos positivos.
Los
electrones
están
distribuidos
de manera
uniforme en
toda la
estructura.
Los electrones
son móviles y
ningún
electrón en
particular está
confinado a
un ion
metálico
específico

53. Teoría de Drude
La teoría de Drude
también es llamada del
"gas" o"atmósfera"
electrónica, o modelo de
“mar” de electrones para
los enlaces metálicos.
En este modelo el metal
se representa como un
conjunto de cationes
metálicos en un "mar" de
electrones de valencia

54. La repulsión entre
restos positivos no se
produce
Los restos positivos (en lo que se han convertido los átomos
que liberaron sus electrones) quedan en los nudos de la red
sumergida en
una nube de
sus electrones
Debido al efecto de
aglutinante que ejerce la
nube de electrones.

55. La capacidad de
deformación de los
metales
Se pueden
explicar por el
hecho de que
los átomos
metálicos se
pueden
mover sin
que se
rompan
enlaces
específicos
El material se
adapta sin
dificultad al
cambio de
posición de los
átomos, producto
de la nueva
forma del metal,
a través de una
redistribución de
los electrones.
Maleabilidad
(láminas)
Ductilidad
(hilos)