1. El Enlace Químico
ÁNGEL CARTUCHE ENCALADA
GRUPO 9

2. El Enlace Químico
 Tipos de enlace químico
 Símbolos de puntos de Lewis
 El enlace iónico
 El enlace covalente
 Estructuras de Lewis
 El concepto de resonancia
 Polaridad del enlace covalente.
 Electronegatividad.

3. El enlace químico
 Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. La
formación de un enlace químico reduce la energía potencial entre
partículas de distinta carga.
 Tipos de enlace químico:
 Enlace iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un
metal (baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)
 Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones
entre los átomos (generalmente entre no metales)
NaCl
Sólido
iónico
H2O NaCl
Compuesto
Compuesto
iónico
covalente

4. Símbolos de puntos de Lewis
 Una forma de representar los electrones de valencia de un
átomo
..
 Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo
. F.
del átomo
X . ..
 El número de electrones disponibles para el enlace se
representa por puntos aislados
 Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en
el lugar de los cuadrados que se representan en la figura

5. Símbolos de puntos de Lewis
 Símbolos de Lewis para los elementos del segundo
periodo (n = 2).
Li Be B C
N O F Ne

6. El enlace iónico
 Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización
(forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas
afinidades electrónicas (forman anionescon facilidad)
 Resultan de la combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos
con los halógenos u oxígeno
 Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de
Coulomb)
 LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma
Li+ y el F gana un electrón y forma F−. Nótese que el Li+ tiene la
configuración electrónica del He y el F− la del Ne
Li + F Li+ F LiF

7. El enlace iónico
 Otros ejemplos de compuestos iónicos:
Ca + O Ca2+ O 2 CaO
2 Li + O 2 Li+ O 2 Li2O
3 Li + N 3 Li+ N 3 Li3N

8. Propiedades de los compuestos iónicos
 Compuestos cristalinos
 Los iones se disponen según unos ordenamientos específicos
que se repiten periódicamente en el espacio
 Altos puntos de fusión y de ebullición (elevadas fuerzas de
unión entre los iones de la red cristalina)
 Sólidos duros, rígidos (no se deforman) y quebradizos (se
rompen sin deformarse)
Fuerza
Fuerza repulsiva Fractura
externa del cristal

9. Propiedades de los compuestos iónicos
 No son conductores de la electricidad en estado sólido pero
sí lo hacen en estado fundido o en disolución
Sólido iónico Sólido iónico Sólido iónico
fundido disuelto en agua

10. El enlace covalente
 G. Lewis propone el concepto de enlace covalente- se forma
cuando dos átomos comparten un par de electrones
Par de electrones
Electrones 1s compartido
Dos átomos de hidrógeno Una molécula de hidrógeno
H + H HH
 En átomos polielectrónicos sólo participan en el enlace
covalente los electrones de valencia
F + F F F

11. El enlace covalente
 Los pares de enlace que no forman parte del enlace se
denominan pares libres (no enlace)
F + F F F Pares libres
Par enlace
 Tipos de enlace:
 Sencillo (1 par de d electrones) H2
 Doble (2 pares de electrones) O2
 Triple (3 pares de electrones) N2

12. El enlace covalente / iónico
átomos átomos
Compartición Transferencia
de electrones de electrones
Ion Ion
Enlace covalente positivo negativo
Enlace iónico

13. Estructuras de Lewis
 Forma estructural plana de una
molécula que muestra cómo están
unidos los átomos entre sí.
 No representa la forma tridimensional
de la molécula
e- de
O C O valencia
He 2
 Para escribir una estructura de Lewis
se aplica la regla del octeto: cada Ne 8
átomo llena su último nivel con ocho Ar 8
electrones (o dos para el helio)
 Funciona para elementos del 2º periodo, Kr 8
principalmente Xe 8
Rn 8

14. Estructuras de Lewis: ejemplos
 Para escribir una estructura de Lewis se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
 Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos
químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre
posiciones terminales
O C O
 Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia
C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4
O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12
número total de e- = 16
8 pares de electrones

15. Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo CO2
 Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos.
Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
Hemos colocado
O C O todos los
electrones (8 pares)
y el C no tiene
completo su octeto
 Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el
octeto del átomo central:
Estructura de Lewis
O C O del CO2

16. Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo- amoniaco NH3
Paso 1- Paso 2-
H N H N: [He]2s22p3 5 e- del Nitrógeno
H: 1s1 3 e- de los Hidrógenos
H número total de e- 8 e-⇒ 4 pares de e-
 Paso 3-
N completa su octeto
H N H H tiene su capa completa
con 2 electrones
H

17. Concepto de resonancia
 A veces hay moléculas que no se describen por una única
estructura de Lewis
 Generalmente son compuestos con enlaces múltiples. Se
pueden escribir estructuras que difieren en la posición de los
enlaces dobles o triples.
 Estas estructuras que se diferencian en la posición de los
enlaces múltiples se denominan estructuras de resonancia
 Ejemplo:la molécula de ozono (O3)
B B
Ambas formas
O O de resonancia
O O O O
son posibles
A C A C
I II

18. Concepto de resonancia
 Los datos experimentales indican que las distancias OO en la
molécula de O3 son iguales:
1.21 Å
1.48 Å
 Para resolver esta discrepancia se escriben ambas estructuras de
Lewis para representar a la molécula de ozono
O O Híbrido de
O O O O resonancia

19. Resonancia
 La molécula de O3 es una superposición de ambas
estructuras:
Color primario Color primario Estructura Estructura
de resonancia de resonancia
Molécula de ozono
La necesidad de más de una estructura O
de Lewis es el resultado de la O O
deslocalización del par de electrones

20. Enlaces covalente polares
 En un enlace covalente implica compartir electrones entre
dos átomos
 En la molécula de H2 los electrones se comparten por igual
entre los dos átomos de H
nube electrónica Asimetría de la
simétrica nube electrónica
HH H  Cl
 En la molécula de HCl el par de electrones no se comparte
por igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos.
El enlace H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar
Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos

21. Electronegatividad
 Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia
sí los electrones de un enlace químico
 La diferencia de electronegatividad entre los átomos resulta
en la transferencia parcial de carga hacia el átomo más
electronegativo
 En consecuencia, el enlace covalente que se forma es un
enlace polar
 Los enlaces polares posen un extremo negativo y un extremo
positivo. La molécula es, por tanto, un dipolo.
H F
• •
Menor densidad electrónica Mayor densidad electrónica
Polo positivo (δ+) Polo negativo (δ−)

22. Tendencias periódicas de la electronegatividad
 Linus Pauling desarrolló
un sistema para medir Elementos más
electronegatividades electronegativos
Electronegatividad
(0.7 (Cs) al 4.0 (F))
 La electronegatividad
aumenta:
electronegatividad
electronegatividad
Aumento de la
Aumento de la
Variación de la electronegatividad
de Pauling en los grupos principales
Aumento de la electronegatividad

23. Electronegatividad y polaridad de enlaces
 Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S
 Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos
 Si la diferencia de EN =0 ⇒ ENLACE COVALENTE (compartición
por igual de los electrones)
 Si la diferencia de EN > 2 ⇒ ENLACE IÓNICO (transferencia
electrónica de electrones)
 Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ⇒ ENLACE
COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)
E. covalente E. iónico
EN(Li) = 1.0
EN(H) = 2.1
F2 HF LiF
EN(F) = 4.0