NINGUN

2. Se llama enlace químico a la interacción entre dos o más
átomos que se unen para formar una molécula estable.
Los átomos tienden a perder, ganar o compartir
electrones buscando mayor estabilidad (tienden a
alcanzar la ordenación electrónica más estable posible). Es
decir, la molécula formada representa un estado de menor
energía que los átomos aislados.
ENLACE QUÍMICO

3.  A principios del siglo XX, el científico Lewis,
observando la poca reactividad de los gases
nobles (estructura de 8 electrones en su último
nivel),sugirió que los átomos al enlazarse
“tienden” a adquirir una distribución de
electrones de valencia igual a la
del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO

4. Según el tipo de átomos que se
unen:
 Metal–No metal: uno cede y otro coge
electrones (cationes y aniones):E. IÓNICO
 No metal–No metal: comparten electrones: E.
COVALENTE
 Metal–Metal: ambos ceden electrones (sólo
cationes), electrones comunitarios, electrones
libres: E. METÁLICO

5. Enlace iónico
 El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un
no metal.
 Los átomos del metal pierden electrones (se forma un
catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).
 Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se
ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos
no están formados por moléculas.

6. “Molécula” de NaCl
Diagramas de Lewis: sólo figuran los
electrones del último nivel (de
valencia)
1+
1-

7. ENLACE IÓNICO
+
-
-
- +
-
-
-
-
-
-
-
Li
Cl
ANIÓN
ION CLORURO
-
1-
1+
Ca + O
Al + P

8. Enlace metálico
 Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un
mismo o distinto elemento metálico (electronegatividad
baja).
 Los átomos del elemento metálico pierden algunos
electrones, formándose un catión o “resto metálico”.
 Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones:
conjunto de electrones libres,DESLOCALIZADOS, que no
pertenecen a ningún átomo en particular.
 Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el
mar de electrones que hay entre ellos.

9. El modelo del mar o nube de electrones
representa al metal como un conjunto de
cationes ocupando las posiciones fijas de la
red, y los electrones libres moviéndose con
facilidad, sin estar confinados a ningún catión
específico
Fe
Fe  Fe3+ + 3 e

10. Enlace covalente
Los compuestos covalentes se
originan por la compartición de
electrones entre átomos no
metálicos.
Electrones muy localizados.

11. Diferentes tipos de enlace
covalente
 Enlace covalente normal:
 Simple
 Múltiple: doble o triple
 Polaridad del enlace:
 Apolar
 Polar
 Enlace covalente dativo o coordinado

12. Enlace covalente normal
 Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple
 Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente
doble
 Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente
triple

13. O O O
ENLACE COVALENTE

14. Enlace covalente
H H
O C O
O
H H

15. Fuerza intermoleculares o fuerzas
de Van der Waals
(sustancias moleculares)
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre
moléculas con enlace covalente.
Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se
encuentran en estado sólido o líquido.
Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos clases:
 Enlace por fuerzas de Van der Waals
 Fuerzas de dispersión
 Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas de orientación
 Enlace por puentes de hidrógeno

16. Enlace por fuerzas de Van der Waals dipolo-dipolo
Se presentan entre moléculas covalentes polares.
Se deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas.
Enlaces intermoleculares
Las moléculas polares se atraen entre sí debido a
las atracciones entre sus dipolos

17. Enlace por fuerzas de Van der Waals de dispersión
Se presentan entre moléculas covalentes apolares.
Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con el
movimiento de los electrones.
Enlaces intermoleculares

18. Enlaces intermoleculares
Enlace por puentes de hidrógeno
Podría considerarse como un enlace dipolo-dipolo, pero de gran intensidad.
Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento
muy electronegativo: F, N, O.
También presentan este tipo de enlace
otras moléculas como HF,NH3 y otras
muchas moléculas orgánicas.
Al estar unido el átomo de hidrógeno con un
elemento muy electronegativo, oxígeno en
este caso, el par de electrones del enlace
estará muy atraído por éste último. En la
molécula de agua se forman dos polos, O
polo negativo y H polo positivo.
Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una
molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno.
Moléculas de agua

19. ENLACES
IÓNICO COVALENTE METÁLICO
VAN DER WAALS DISPERSIÓN
ENLACES DE HIDRÓGENO

20. Enlaces de hidrógeno en el
ADN
Apilamiento de las
bases.
Non-covalent Bonds
Much weaker than covalent bonds
- these bonds break and reform at
Room Temperature (RT)
‘Transient Bonds’
- however, cumulatively they are very
effective e.g.  helix for proteins and
double helix for DNA
Enlaces de
hidrógeno
Interior
hidrófobo
Esqueleto
desoxiribosa
fosfato
Enlaces de
hidrógeno
Exteri
hidróf
o
A: adenina
G: guanina
C: citosina
T: timina
Bases
nitrogenada
s
Repu
electrostá