Enlace químico. Generalidades. Tipos

2. ENLACES QUÍMICOS
La explicación propuesta
por Gilbert Lewis (~1916)
es que los átomos se
combinan para alcanzar
una configuración
electrónica más estable.
El desarrollo de la tabla periódica y el
concepto de configuración electrónica dieron
a los químicos los fundamentos para
entender cómo se forman las moléculas y
los compuestos.

3.  La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es
isoelectrónico con un gas noble, en los cuales, su
configuración electrónica de la ultima capa es ns2np6
(salvo el helio que es 1s2).
 Los átomos tienden a ganar, ceder o compartir
electrones, para alcanzar 8 e- en el ultimo nivel
energético (capa de valencia), es decir la configuración
de un gas de noble.

4.  Siempre que átomos o iones se unen fuertemente unos a
otros, decimos que hay un enlace químico entre ellos. Hay
tres tipos generales de enlaces químicos:
Fuerzas electrostáticas
que existen entre iones
con carga opuesta.
Iónico Los electrones de enlace
tienen relativa libertad para
moverse dentro de toda la
estructura tridimensional del
metal
Metálico
Resulta de compartir
electrones entre dos
átomos
Covalente

5.  Símbolos de puntos de Lewis
Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento
y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del
elemento (aplicable solo a elementos representativos).

6.  Símbolos de puntos de Lewis
3Li: 1s22s1 → 1e- de valencia
9F: 1s22s22p5 → 7e- de valencia
20Ca: 1s22s22p63s23p64s2 → 2e- de valencia
16S: 1s22s22p63s23p4 → 6e- de valencia

7.  El enlace iónico se forma entre elementos de muy distinta
electronegatividad y está conformado por elementos de baja
energía de ionización (formadores de cationes) y de alta afinidad
electrónica (formadores de aniones).
 Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más probabilidad de
formar cationes en los compuestos iónicos, y son los halógenos y el
oxígeno los más aptos para formar aniones.

8.  En este tipo de enlace hay transferencia completa de
electrones de un átomo a otro; es decir, un átomo cede uno o
más electrones y otro los acepta.
Na + e-
11Na: 1s22s22p63s1
17Cl: 1s22s22p63s23p5
(2s22p6)
(3s23p6)
Na+Cl–
(NaCl)
Na+
Na+
Cl-
Cl + e- Cl-

9.  En estado sólido, los compuestos iónicos forman una red cristalina
tridimensional, en cuyos nudos están los iones, alternándose los
positivos y los negativos, atraídos por intensas fuerzas
electrostáticas, provocando la formación de enlaces iónicos.
 Funden a altas temperaturas, pues se necesitan elevadas energías
para vencer las del enlace y separar y desordenar sus iones.
Fundidos o en disolución, conducen la electricidad.
Na+Cl–
(NaCl)
Na+
Cl-

10.  El enlace covalente no se forma, como el enlace iónico, por fuerzas
de atracción entre iones de diferente signo, sino compartiendo
electrones entre los átomos que forman las moléculas. Un átomo,
parcialmente, cede 1 electrón y acepta otro. Una vez formado el
enlace, los dos electrones son atraídos por los dos núcleos.
 Este tipo de enlaces se da entre los elementos más
electronegativos del Sistema Periódico, generalmente, entre no
metálicos.

11.  Estructuras de Lewis
Basándose en la regla del octeto, Lewis postuló que los elementos
forman enlaces covalentes compartiendo uno o varios pares de
electrones, de forma que su capa de valencia complete el octeto.
Esto se representa de forma sencilla mediante las estructuras de
Lewis, donde el par de electrones compartidos se indican como pares
de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se
indican como pares de puntos en los átomos individuales.

12. • Cuando ambos átomos comparten un par de electrones forman un
enlace sencillo:
• Cuando comparten dos pares de electrones forman un enlace doble:
• Cuando comparten tres pares de electrones forman un enlace triple:
• Si los dos electrones que se comparten provienen del mismo átomo el
enlace se llama coordinado o dativo.
+

13.  Estructuras de Kekulé
En las estructuras de Kekulé, los pares de
electrones de enlace se dibujan como una línea
entre los átomos que lo conforman. Los pares
de electrones libres, generalmente, no se
representan.

14.  La regla del octeto y las estructuras de Lewis-Kekulé son de
gran utilidad para representar los enlaces en muchos
compuestos e iones poliatómicos, y explicar sus propiedades
y reacciones.
Representación de enlaces covalentes
1. Calculamos el número de electrones totales a considerar .
Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. En el
caso de un anión, sume un electrón al total por cada carga
negativa. En el caso de un catión, reste un electrón por cada
carga positiva.
Use la tabla periódica si es
necesario para determinar
el número de electrones
de valencia de cada átomo

15.  2. Escriba los símbolos de los átomos y conéctelos
con un enlace sencillo.
 Las fórmulas químicas suelen escribirse en el orden
en que los átomos se conectan en la molécula o
ión, como en el HCN. Si un átomo central tiene un
grupo de átomos unido a él, el átomo central suele
escribirse primero, como en el CO3
2- y el SF4. Esto
ayuda también a recordar que el átomo central es
por lo general menos electronegativo que los
átomos que lo rodean.
Representación de enlaces covalentes

16.  3. Complete los octetos de los átomos.
 Se colocan los electrones libres alrededor de cada
átomo unido al átomo central de forma que todos
tengan 8 electrones (recuerde, empero, que el
hidrógeno sólo puede tener dos electrones.)
Coloque los electrones que sobren en el átomo
central, incluso si ello da lugar a más de un octeto.
ENLACE COVALENTE

17.  4. Se valora la posibilidad de que se formen
enlaces múltiples.
 Si no hay suficientes electrones para que el átomo
central tenga un octeto, pruebe con enlaces
múltiples. Utilice uno o más de los pares de
electrones no compartidos de los átomos unidos al
átomo central para formar dobles o triples enlaces.
Representación de enlaces covalentes

18.  1. Calculamos el número de electrones totales a considerar .
 2. Escriba los símbolos de los átomos y conéctelos con un
enlace sencillo.
 3. Complete los octetos de los átomos:
 4. Se valora la posibilidad de que se formen enlaces múltiples.
N (Z=7): 1s22s22p3 → 5e- de valencia x 1 = 5 e-
H (Z=1): 1s1 → 1e- de valencia x 1 = 1 e-
10 e-
C (Z=6): 1s22s22p2 → 4e- de valencia x 1 = 4 e-
Representación de enlaces covalentes
H C :
:
:
N
10 e- – 4 e- (2 enlaces) = 6 e-

19.  1. Calculamos el número de electrones totales a considerar .
 2. Escriba los símbolos de los átomos y conéctelos con un enlace
sencillo.
 3. Complete los octetos de los átomos.
 4. Se valora la posibilidad de que se formen enlaces múltiples.
Representación de enlaces covalentes
N (Z=7): 1s22s22p2 → 5e- de valencia x 1 = 5 e-
H (Z=1): 1s1 → 1e- de valencia x 4 = 4 e-
8 e-
-1e- por carga positiva x 1 = -1 e-
+
N
H H
H
H

20. Excepciones a la regla del octeto
• Octeto incompleto
• Número impar de electrones
• Octeto expandido

21.  Teoría del enlace de valencia
La teoría del enlace de valencia es un cálculo aproximado de los
niveles de energía de los átomos enlazados. Según este modelo la
formación de un enlace covalente consiste en el solapamiento
(superposición) de dos orbitales atómicos de la capa de valencia
(semiocupados) de átomos diferentes con emparejamiento de
electrones de espín antiparalelo.

22.  Teoría del enlace de valencia
Cuando los orbitales se solapan siguiendo la línea de los núcleos
(frontalmente) el enlace formado es de tipo sigma (s).
En los dobles y triples enlaces se solapan lateralmente otros orbitales
formando enlaces de tipo pi (p), mas débiles que los enlaces sigma.
Zona de solapamiento ss-s
Zona de solapamiento sp-p
Zona de solapamiento ss-p
Zonas de solapamiento pp-p

23.  Polaridad de enlace y caracter iónico
En los enlaces covalentes, la polaridad del enlace se debe a la
diferencia de electronegatividad de los átomos enlazados: el átomo más
electronegativo desplaza hacia él la carga compartida. El enlace
covalente puede ser:
No polar: cuando los átomos unidos sean idénticos (moléculas
diatómicas homonucleares F2, O2, H2,...) o como es el caso del enlace
C – H.
H2
CH4 C2H6

24.  Polaridad de enlace y caracter iónico
En los enlaces covalentes, la polaridad del enlace se debe a la
diferencia de electronegatividad de los átomos enlazados: el átomo más
electronegativo desplaza hacia él la carga compartida. El enlace
covalente puede ser:
Polar: son los enlaces en que la densidad electrónica es asimétrica,
debido a que siempre hay dos átomos diferentes, es decir, moléculas
heteronucleares.
HF
HO–

25.  Los metales tienen propiedades características diferentes de los
compuestos iónicos y de las sustancias covalentes. Forman redes
cristalinas, como los compuestos iónicos, pero en éstas todos los
átomos son iguales, por lo que no son compuestos iónicos. No
pueden formar compuestos covalentes porque tienen muy pocos
electrones de valencia s y p. Los metales forman un tipo de enlace
característico que se llama enlace metálico.

26.  Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos
los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de
valencia que se juntan alrededor de estos como una nube) de
los metales entre si

27.  El modelo del mar de electrones para el enlace metálico propone
que todos los átomos metálicos en la muestra aportan sus
electrones de valencia para formar un “mar de electrones” que se
deslocalizan a través de toda la sustancia. Los iones metálicos se
encuentran sumergidos en este mar de electrones en un acomodo
regular
La estabilidad de la red es
consecuencia de la interacción entre
los iones metálicos y los electrones
de la red. Los electrones poseen
gran movilidad; esta movilidad hace
que los metales sean excelentes
conductores eléctricos y térmicos.