Unidad 3C - Física y Química (1º Bachillerato): Enlace químico

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Enlace químico
1º Bachillerato

2. Enlace químico
• Naturaleza del enlace químico
• Tipos de enlace químico
• Enlace iónico
• Propiedades de los compuestos iónicos
• Enlace covalente
• Enlace covalente dativo
• Polaridad del enlace covalente
• Fuerzas intermoleculares
• Propiedades de los compuestos covalentes
• Enlace metálico
• Propiedades de los metales
• Propiedades de las sustancias (resumen)

3. Naturaleza del enlace químico
Se llama enlace químico a cualquiera de los mecanismos de unión que
existe entre átomos.
Los átomos se enlazan formando compuestos con el fin de adquirir
conjuntamente configuraciones electrónicas estables.
Cuando dos átomos se unen para formar una agrupación más estable,
disminuye la energía potencial del sistema.

4. Naturaleza del enlace químico (2)
En 1916, G. Lewis propone la regla del octeto: para
lograr la máxima estabilidad los átomos tienden a
alcanzar la configuración electrónica de gas noble
(ns2 np6), con 8 electrones en la última capa.
Los electrones de valencia de un elemento se representan mediante
símbolos y estructuras de Lewis:

5. Tipos de enlace químico
El enlace químico siempre tiene una naturaleza electrónica.
Existen tres tipos de enlace químico:
• ENLACE IÓNICO: Se da entre metales y no metales. Se caracteriza
por la formación de iones de signo opuesto que se atraen entre sí.
• ENLACE COVALENTE: Tiene lugar entre no metales. Al unirse, los
átomos comparten algunos electrones de valencia.
• ENLACE METÁLICO: Se da entre los metales. Cada átomo libera sus
electrones de valencia, formándose una “nube electrónica”
compartida.

6. Enlace iónico
Una de las formas de alcanzar la configuración de gas noble es
perdiendo o ganando electrones.
El sodio cede un electrón al cloro. Así, ambos consiguen completar el
octeto en su capa de valencia.
2
2
6
Na (Z=11): 1s 2s 2p 3s
2
2
6
2
1
Cl (Z=17): 1s 2s 2p 3s 3p
5
Los iones formados quedan unidos por
atracción electrostática entre cargas de
distinto signo.
Electrovalencia de un elemento es la carga
eléctrica del ion que forma su átomo para
formar el enlace iónico.

7. Enlace iónico (2)
El enlace iónico se produce entre átomos de elementos que tienen
muy diferente electronegatividad.
Un ión ejerce fuerzas en todas direcciones, de modo que cada ión
positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del
mayor número de ellos posible, y viceversa.

8. Enlace iónico (3)
Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino agregados iónicos
que dan lugar a redes cristalinas geométricas.
La fórmula química corresponde a una fórmula empírica, que refleja
la proporción de los iones.

9. Propiedades de los compuestos iónicos
• A temperatura ambiente, son sólidos cristalinos.
• Tienen altas temperaturas de fusión y de ebullición.
• Son duros (oposición a ser rayados) y frágiles (un golpe seco altera
la red).
• Muchos son solubles en disolventes polares (como el agua), pero
ninguno en disolventes apolares (gasolina, benceno).
• En estado sólido no conducen la electricidad, sin embargo fundidos
o en disolución se convierten en conductores de la electricidad.

10. Enlace covalente
En 1916, Lewis y Langmuir sugirieron que los átomos podían
conseguir su octeto compartiendo pares de electrones.
Por ejemplo, la molécula de flúor: F2.
Su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p5
par común
Cuando dos átomos comparten un par de electrones para completar
su capa de valencia según la regla del octeto, forman un enlace
covalente.

11. Enlace covalente (2)
Estructuras o diagramas de Lewis: consisten en la representación de
los electrones de valencia mediante puntos o cruces en los cuatro
lados alrededor del símbolo del elemento.

12. Enlace covalente (3)
Otras Estructuras de Lewis:

13. Enlace covalente (4)
Se llama covalencia o valencia covalente de un átomo al número de
electrones desapareados que tiene dicho átomo. Coincide con el
número de enlaces covalente que forma.
La configuración electrónica del carbono en su capa de valencia es:
2s
2p
2s2 2p2
Para explicar la covalencia 4, típica del átomo de carbono, se hace
uso del concepto de promoción electrónica:
El átomo de C toma energía de su entorno y promociona un electrón
del orbital 2s al orbital 2p desocupado:
2s
2p
2s1 2p3
Así, tiene 4 electrones desapareados y puede formar cuatro enlaces.

14. Enlace covalente dativo
Los dos electrones compartidos pueden provenir de un solo átomo.
En este caso se habla de enlace covalente dativo o coordinado y, en
lugar del guion, se emplea una flecha dirigida hacia el átomo que no
aportó ningún electrón para representarlo.

15. Enlace covalente dativo (2)
Otros ejemplos de enlace covalente dativo:
receptor
H N H
H
amoniaco
Formación del SO
Formación del SO2
O
O S
H
H
H
ion hidrógeno
N
H
O
H
ion amonio NH4+
O S
S
donante de un
par de electrones
o
O S
O
O S
Donante de un
par de electrones
o
O S
O
receptor

16. Polaridad del enlace covalente
Cuando los dos átomos unidos por enlace covalente son idénticos , el
par de electrones se comparte por igual, ya que ambos tienen la
misma electronegatividad. Se dice que el enlace es covalente apolar.
HH
O O
N N
F F
Cl Cl
Pero si los átomos unidos tienen electronegatividades diferentes, los
electrones no se comparten por igual. El más electronegativo atrae
más a la nube electrónica hacia sí. Se origina así un dipolo eléctrico, y
decimos que el enlace covalente es polar.
El enlace iónico, como el NaCl, sería el caso extremo de la polaridad de
un enlace covalente.

17. Polaridad del enlace covalente (2)
El enlace iónico puro sería el caso límite de la polaridad. Por tanto,
puede considerarse a los enlaces covalentes polares como enlaces
covalentes con cierto carácter de enlace iónico.
La presencia de enlaces polares, no garantiza la
polaridad de la molécula. Por ejemplo, la molécula
SO2 es polar y, sin embargo, la de CO2 no es
polar, aunque todos ellas responden a la misma
fórmula general, AX2.
Este hecho es debido a la geometría molecular. En
el CO2 (geometría lineal) el efecto de los dipolos
eléctricos se anula, pero en el SO2 (angular) esto no
es así.

18. Fuerzas intermoleculares
Fuerzas intermoleculares son las interacciones de atracción entre
moléculas.
Tienen un origen electrostático y son las responsables del estado
físico de las sustancias moleculares.
Las fuerzas intermoleculares pueden ser de los siguientes tipos:
 Fuerzas de Van der Waals
• Fuerzas de London o de dispersión
• Fuerzas dipolo-dipolo inducido
• Fuerzas dipolo-dipolo
 Enlace de hidrógeno

19. Fuerzas intermoleculares (2)
FUERZAS DE DISPERSIÓN: se dan en todo tipo de moléculas (apolares
o polares) y se deben a la formación de dipolos instantáneos que son
inducidos por la asimetría eléctrica en un momento dado.
Son fuerzas muy débiles, y aumentan con el tamaño y con la masa
molecular.

20. Fuerzas intermoleculares (3)
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO: se dan en el caso de moléculas polares.
Los dipolos permanentes originan atracciones entre cargas de signo
opuesto.
Son más débiles que las uniones entre iones de signo opuesto, pero
pueden dan lugar a agrupaciones compactas (líquidos y sólidos).

21. Fuerzas intermoleculares (4)
ENLACE DE HIDRÓGENO: es un caso extremo de interacción dipolodipolo. Es más intenso que las fuerzas de Van der Waals.
Se forma sólo entre moléculas polares que tienen átomos de H
unidos a un elemento muy electronegativo (F, O, N).
Se produce por la acción eléctrica entre el núcleo de H y el par de
electrones no enlazante del átomo electronegativo (F, O, N) de la
molécula vecina.

22. Propiedades de los
compuestos covalentes
Propiedades de las sustancias covalentes moleculares:
• La mayoría son gases. Las hay también líquidas (agua, alcohol
etílico) e incluso sólidas (yodo y azufre), pero con bajos puntos de
fusión y ebullición.
• No conducen la electricidad.
• Las sustancias polares disuelven a las polares (el NH3 se disuelve
en H2O). Las sustancias apolares disuelven a las apolares (el I2 se
disuelve en CCl4).

23. Propiedades de los
compuestos covalentes (2)
Propiedades de las sustancias con red covalente:
• Presentan altos puntos de fusión y ebullición.
• Son sustancias muy duras.
• Son prácticamente insolubles en cualquier tipo de disolvente.
• No son conductores de la electricidad (excepto el grafito) y
tampoco son buenos conductores del calor.
sílice
diamante
grafito

24. Enlace metálico
Modelo del mar de electrones (o del gas electrónico):
• Cada átomo de metal cede electrones de
valencia, convirtiéndose en un ion positivo. Los
iones positivos se ordenan de forma compacta
en una red cristalina tridimensional.
• Los electrones cedidos se mueven libremente
en la red, formando un mar o gas electrónico
que rodea los iones positivos y los mantiene
unidos.

25. Propiedades de los metales
• Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el Hg). La
mayoría tienen altos punto de fusión y ebullición .
• En general son muy densos debido a la estructura
compacta de la red cristalina.
• Poseen un brillo característico (brillo metálico).
• Son flexibles, dúctiles y maleables.
• Son excelentes conductores del calor y de la electricidad.
• No se disuelven en los disolventes ordinarios.

26. Propiedades de las sustancias