El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente y metálico. Explica cómo se forman estos enlaces y las propiedades de los compuestos que resultan de cada tipo de enlace, como puntos de fusión/ebullición, conductividad y estado físico. También describe la teoría del enlace de Lewis y cómo se usan las estructuras de Lewis para representar enlaces covalentes.

1. ENLACE
QUÍMICO

2. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
Los gases nobles presentan gran estabilidad química y se encuentran en la
naturaleza como átomos aislados.
La mayoría de las especies químicas son agrupaciones de átomos unidos entre sí
formando estructuras más complejas (moléculas o redes cristalinas) que son más
estables que los átomos separados.
Se denomina ENLACE QUÍMICO al conjunto de fuerzas que mantienen unidos los
átomos.

3. ENERGÍA Y DISTANCIA DE ENLACE
Se produce un enlace entre dos átomos porque se establecen fuerzas
electrostáticas, las cuales implican atracciones y repulsiones entre los electrones
y los núcleos de ambos átomos.
El enlace se forma cuando se llega a una situación de MÍNIMA ENERGÍA o
máxima estabilidad.

4. TIPOS DE ENLACE
El ENLACE IÓNICO se basa en la transferencia electrónica y se produce entre un
METAL y un NO METAL.
El ENLACE COVALENTE se caracteriza por compartición de electrones y está
formado por la unión de NO METALES.
El ENLACE METÁLICO se basa en la liberación de electrones de los átomos
metálicos.

5. TEORÍA DE LEWIS
El ENLACE COVALENTE se establece entre elementos no metálicos. El enlace se
produce porque los átomos comparten electrones de su capa de valencia.
En 1916, Kossel y Lewis proponían que los elementos se combinan para dar
compuestos tratando de alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles
(REGLA DEL OCTETO).

6. TEORÍA DE LEWIS
Los SÍMBOLOS DE LEWIS fueron ideados por Lewis para aplicar su teoría.
El símbolo químico representa el núcleo y los electrones internos de un átomo.
Los puntos situados alrededor del símbolo representan a los electrones de
valencia.
Una ESTRUCTURA DE LEWIS es la combinación de símbolos de Lewis que
representan la transferencia (enlace iónico) o compartición (enlace covalente) de
electrones en el enlace químico.

7. TEORÍA DE LEWIS
La TEORÍA DE LEWIS permite determinar el número total de electrones de
valencia de la estructura.
Identifica el átomo o átomos centrales. Suele ser el átomo de electronegatividad
menor. El hidrógeno nunca va a ser el átomo central.
Escribe el esqueleto de la estructura y une los átomos mediante enlaces
covalentes simples.

8. TEORÍA DE LEWIS
Por cada enlace sencillo, descuenta dos electrones de valencia.
Con los electrones de valencia restantes, completa los octetos de los átomos
terminales.
Coloca los electrones sobrantes en el átomo central.
Si a algún átomo central le falla un octeto, forma enlaces covalentes múltiples
transformando electrones de pares solitarios de los átomos terminales en
electrones de pares enlazantes.

9. TEORÍA DE LEWIS
CH4 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2
H (Z = 1): 1s1
CH H
H
H

10. TEORÍA DE LEWIS
H2CO C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2
H (Z = 1): 1s1
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
CH H
O::

11. TEORÍA DE LEWIS
ENLACE DATIVO O COORDINADO
Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, se debe considerar
enlaces en los cuales los dos electrones del enlace son aportado por el mismo
átomo. Este tipo de enlace se llama ENLACE COVALENTE DATIVO O
COORDINADO.
Para que se forme un enlace covalente dativo es necesario que exista un átomo
con un par de electrones sin compartir (especie dadora) y otro átomo que puede
aceptar un par de electrones (especie aceptora).

12. TEORÍA DE LEWIS
BF3 B (Z = 5): 1s2 2s2 2p1
F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5
BF F
F :
: :
:
..
..
..
..
..

13. TEORÍA DE LEWIS
PCl5 SF6

14. FUERZA DE LOS ENLACES COVALENTES
La fuerza del enlace covalente entre dos átomos se determina por la energía que
se requiere para romper esa unión.
La ENERGÍA DE DISOCIACIÓN o ENERGÍA DE ENLACE es la energía que se
requiere para romper un enlace dado en un mol de sustancia gaseosa.
La energía de enlace es una cantidad positiva (mayor que cero), se requiere
energía para romper enlaces químicos y cuando se forma un enlace entre dos
átomos se desprende energía.
Cuanto mayor sea la energía de un enlace, más fuerte será la unión.

15. FUERZA INTERMOLECULARES
Son más débiles que un enlace químico.
Tienen naturaleza electrostática.
Determinan las propiedades físicas de las sustancias.
Las propiedades físicas de unas sustancias con su estado de agregación.

16. FUERZA INTERMOLECULARES
El estado de agregación de una sustancia depende del balance entre la energía
cinética de las moléculas (tiende a mantenerlas separadas) y de la energía de
atracción entre ellas (fuerzas intermoleculares).
Mantienen unidas las moléculas de las sustancias con enlace covalente y
permiten que éstas aparezcan en estado sólido o líquido.
Cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares que operan en una
sustancia, más cantidad de energía se necesita para vencerlas y mayor será su
punto de ebullición (menos volátil) y mayor su punto de ebullición.

17. SÓLIDOS COVALENTES
Sustancias formadas por un número indeterminado de átomos unidos mediante
enlaces covalentes. El número de átomos enlazados depende de la cantidad de
sustancia.

18. SÓLIDOS COVALENTES
DIAMANTE
- Cada átomo de carbono está
unido a otros 4 átomos
mediante enlaces covalentes.
- Estructura cristalina muy
simétrica: posibilidades de
tallado y transparencia.
- Muy duro.
- Punto de fusión muy elevado.
GRAFITO
- Los átomos de carbono se unen
formando anillos planos
hexagonales.
- Las uniones entre átomos del
mismo plano son muy fuertes.
Entre planos los enlaces son
débiles y son materiales frágiles.
- Conducen la electricidad.

19. SÓLIDOS COVALENTES
PROPIEDADES
Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.
Gran dureza y puntos de fusión altos.
Son sólidos.
Insolubles en todo tipo de disolvente.
Malos conductores.

20. SÓLIDOS MOLECULARES
PROPIEDADES
Están formados por moléculas aisladas.
A temperatura ambiente pueden ser: sólidos, líquidos o gaseosos, dependiendo
de la intensidad de sus fuerzas intermoleculares.
Puntos de fusión y de ebullición bajos.
Son blandos y malos conductores.

21. ENLACE IÓNICO
En un ENLACE IÓNICO se produce una transferencia total de electrones desde un
átomo al otro formándose los iones que quedan unidos mediante fuerzas
electrostáticas.
La formación de compuestos iónicos tendrá lugar preferentemente entre átomos
cuyo potencial de ionización sea bajo (METALES) y átomos de afinidad electrónica
elevada (NO METALES).
El metal pierde uno o varios electrones y el no metal los captura resultando iones
positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas.

22. ENLACE IÓNICO
Se produce entre átomos que difieren mucho en su electronegatividad: METALES
y NO METALES.
Los electrones se transfieren de manera que los átomos adquieran la
configuración del gas noble más cercano.
Los metales pierden electrones con facilidad y tienen bajas energías de
ionización. Son elementos electropositivos (baja electronegatividad).
Los no metales ganan electrones con facilidad. Tienen alta afinidad electrónica y
son elementos electronegativos.

23. COMPUESTOS IÓNICOS
Las sustancias iónicas son todas SÓLIDAS a temperatura ambiente.
Los iones se disponen en los nudos de una red cristalina, de manera que cada ion
está rodeado por un grupo de iones vecinos de carga opuesta.
Los iones que forman un compuesto iónico se ordenan internamente en una
estructura geométrica perfectamente definida y forman una RED CRISTALINA.

24. COMPUESTOS IÓNICOS
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la
manera más compacta posible.
Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades
que se repiten (CELDILLA UNIDAD) en las tres direcciones del espacio.
El ÍNDICE DE COORDINACIÓN es el número de iones de un signo que rodean a un
ion de signo opuesto.

25. PROPIEDADES DE LOS
COMPUESTOS IÓNICOS
Son SÓLIDOS a temperatura ambiente.
PUNTOS DE FUSIÓN y EBULLICIÓN ELEVADOS, ya que para fundirlos es necesario
romper la red cristalina tan estable por la cantidad de atracciones electrostáticas
entre iones de distinto signo.
GRAN DUREZA. La dureza mide la resistencia a ser rayado. Así, para rayar un
cristal iónico, hay que romper la red cristalina, lo que requiere una fuerza que
venza la atracción electrostática. Una sustancia iónica será tanto más dura cuanto
mayor sea su energía reticular.

26. PROPIEDADES DE LOS
COMPUESTOS IÓNICOS
Son FRÁGILES. La fragilidad valora la resistencia a los golpes. Los cristales iónicos
son frágiles, poco resistentes a los golpes: un pequeño desplazamiento de las
partículas provoca fuerzas de repulsión entre los iones del mismo signo, lo que
produce una fragmentación irreversible.
CONDUCTIVIDAD en ESTADO DISUELTO o FUNDIDO: Los iones que lo constituyen
tienen suficiente movilidad para poder desplazarse dentro de un campo eléctrico.
En estado sólido NO CONDUCEN la electricidad: la estructura rígida de los
compuestos iónicos impide cualquier movilidad de sus iones.

27. ENLACE METÁLICO
El ENLACE METÁLICO se establece cuando se combinan átomos de elementos
metálicos entre sí.
Los elementos unidos por este enlace deberán reunir estas condiciones:
- Baja energía de ionización: para que los electrones puedan liberarse
fácilmente.
- Orbitales de valencia vacíos: para que los electrones puedan moverse con
facilidad.

28. ENLACE METÁLICO
Las densidades de los metales son bastante elevadas, por lo general, debido a
que sus átomos se agrupan de forma muy cercana unos con otros, con lo que se
producen estructuras muy compactas en forma de redes tridimensionales.

29. TEORÍA DEL GAS ELECTRÓNICO
En 1900, Drude desarrolla un modelo de enlace, basado en las propiedades físicas
de los metales, según el cual los átomos de los metales se empaquetan de forma
que dejen espacios vacíos entre sí por los que circulan libremente los electrones
de valencia.
Este modelo considera a los metales como si estuvieran formados por una gran
aglomeración de iones positivos sumergida en un mar de electrones en el que
todos cumplen con el principio de exclusión de Pauli.
Los electrones en los metales están deslocalizados en la red cristalina.

30. PROPIEDADES DE LOS METALES
En general, todos son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que
es líquido.
Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición aunque varían
notablemente.
Son maleables y dúctiles debido a que el enlace metálico tiene una dirección
determinada. Si se distorsiona la estructura de electrones vuelven a estabilizarla
interponiéndose entre los cationes.

31. PROPIEDADES DE LOS METALES
Son buenos conductores de la electricidad debido a que en sus estructuras los
electrones tienen gran facilidad de movimiento.
Son buenos conductores del calor.
Tienen facilidad para emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor
o en forma de luz.
Tienen un brillo característico.