El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos entre átomos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. También discute las fuerzas intermoleculares como los puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals. Explica cómo los átomos comparten o intercambian electrones para alcanzar configuraciones estables de gas noble a través de la formación de enlaces.

1. QUÍMICA
TEMA 3: “ Uniones entre átomos”
En este tema describiremos las
diferentes formas en los que aparecen
unidos los átomos en la Naturaleza.

2. La naturaleza del enlace químico
• El enlace químico es la fuerza que se establece entre átomos o
grupos de átomos y que es responsable de que permanezcan
unidos.
• Los átomos se unen para conseguir una mayor estabilidad
alcanzando configuración electrónica de gas noble. Para lograr esto
los átomos compartirán, ganarán o cederán electrones.
• Tipos de enlaces:
– Enlances intramoleculares:
• Iónico
• Covalente
• Metálico
– Enlaces intermoleculares:
• Puentes de Hidrógeno
• Fuerzas de Van der Waals

3. Enlace Iónico
• Unión entre elemento metálico y otro no metálico.
• El elemento metálico cede sus electrones al elemento no metálico:
Na 1s 2 2s 2 2 p 6 3s1 Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 5
Na 1s 2 2 s 2 2 p 6 Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6
• Alcanzan los dos configuración de gas noble, por lo que es más estable.
• Se establecen fuerzas de atracción entre los iones de signo contrario.
• Redes iónicas:
– Los compuestos iónicos están formados por una estructura
tridimensional de iones ordenados (cristales) definida por:
• Índice de coordinación (IC): el número de iones de un mismo signo
que rodea a otro ión de signo contrario y se sitúan a una distancia
mínima.
• Tipos de red.

4. • Energía Reticular o Energía de Red:
Es la energía desprendida en el proceso de formación de un mol de
cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Su
unidad en al SI es J/mol.
– Cuánto mayor es la energía reticular más estable es el cristal
formado.
– Se puede calcular de dos formas diferentes:
• De forma teórica: ecuación de Born-Landé:
N A Kqq , 1
U A 1
d n
• A: constante de Madelung n: factor de Born-Landé

5. • De forma experimental: Ciclo de Born-Haber:
Es una descripción del proceso de formación de una red iónica
desde un punto de vista termodinámico.
ΔHf = ΔHs + 1/2 ΔHD + EI + AE + U
Hf
Na (s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s)
Hs HD
Na( g ) + Cl( g ) U
EI AE
Na (g) +
Cl (g)

6. • Propiedades de los compuestos iónicos:
– Son sólidos a temperatura ambiente.
– Poseen puntos de fusión y ebullición elevados.
– No conducen la electricidad en estado sólido, pero si en estado fundido
o en disolución.
– Presentan gran dureza.
– Son frágiles.
– Ofrecen resistencia a la dilatación.
– Son solubles en disolventes polares.
• Variación de algunas propiedades:
– La temperatura de fusión y ebullición aumenta al aumentar la carga de
los iones y al disminuir el tamaño.
– La dureza aumenta al aumentar la energía reticular.
– Solubilidad:
• Si la U es menor que la energía de solvatación el cristal se
disuelve.
• Si la U es mayor que la energía de solvatación el cristal no se
diduelve.

7. Enlace Metálico
• Es el enlace que forman entre sí los metales.
• Teoría del mar de electrones:
– Los metales tienen escasos números de electrones en la capa de
valencia y tienen tendencia a perderlos, convirtiéndose en cationes.
Éstos se colocan ordenadamente formando redes metálicas.
– Los electrones cedidos no escapan, sino que se mueven a través de
toda la red entre los huecos de los cationes, anulando así la fuerza de
repulsión entre ellos.
– Las redes más comunes son hexagonal compacta, cúbica centrada en
caras y cúbica centrada en el cuerpo.
– El enlace metálico se forma cuando se atraen los cationes del metal y
los electrones cedidos al espacio común circundante.
• Modelo de bandas:
– Este modelo supone la superposición de orbitales atómicos de los
metales formando bandas de energía. Hay dos tipos de bandas:
• Banda de valencia: última banda ocupada por los electrones de
valencia.

8. • Banda de conducción: banda por la que los electrones se pueden
desplazar libremente.
– Según este modelo se puede explicar la conductividad de los metales:
• Conductor: los electrones se mueven libremente por la banda de
valencia semillena o porque están solapadas las dos bandas.
• Semiconductor: la diferencia de energía es pequeña y algunos
electrones pueden saltar a la banda de conducción.
• Aislante: la banda de conducción o de valencia tienen una
separación energética tan grande que no pueden pasa los
electrones a la banda de conducción.
• Propiedades de los metales:
– Gran conductividad eléctrica y térmica.
– Brillo metálico característico.
– Tenacidad.
– Son dúctiles y maleables.
– Puntos de fusión y ebullición variables.

9. Enlace Covalente
• Es la unión química entre átomos de elementos no metálicos con elevada
electronegatividad que comparten uno o más pares electrónicos.
• Se clasifican según la diferencia de electronegatividad en :
– Enlace covalente polar: átomos con diferente electronegatividad.
– Enlace covalente apolar: átomos con la misma electronegatividad.
• Se clasifican según los pares de electrones compartidos en:
– Enlace covalente sencillo: comparten 1 par de electrones.
– Enlace covalente múltiple (doble o triple): comparten más de un par de
electrones libres.
• Se denomina enlace covalente coordinado o dativo a aquella unión química
en la que el par de electrones de enlace ha sido aportado por uno sólo de
los átomos que se unen.
• Teoría del enlace de valencia:
– Afirma , que un enlace covalente se forma por la superposición de un
orbital atómico de un átomo con un orbital atómico de otro átomo.

10. – Se forman tantos enlaces como electrones desapareados tengan los
átomos.
– Los enlaces se producen por solapamiento de orbitales atómicos (OA).
El solapamiento puede ser :
• Frontal: se formará un enlace covalente sigma (σ). Sencillo. Los
OA deben ser de tamaño y energías parecidos y orientación
adecuada.
• Lateral: se formará un enlace (π). Múltiple. Menos fuerte que el σ.
• La formación de un enlace múltiple supone la existencia de un enlace σ y
otro π (si es doble) o 2 π (si es triple).
– Resonancia: se da cuando los pares electrónicos se encuentran
deslocalizados entre varios núcleos, por ello la molécula se describe
por varias estructuras llamadas resonantes. La estructura real es una
intermedia, llamada híbrido de resonancia. Ej: benceno.
• Parámetros moleculares:
– Ángulo de enlace: el que está comprendido entre dos enlaces de un
átomo.
– Longitud de enlace: distancia entre los núcleos de dos átomos
enlazados.

11. – Energía de enlace: energía absorbida en la reacción de disociación de
una molécula en estado gaseoso en sus dos átomos.
– Moléculas polares: para que una molécula sea polar debe cumplir dos
condiciones:
• Que su geometría no anule los dipolos.
• Que tengan enlaces polares.
• Teoría RPECV:
– “Los electrones agrupados por pares se disponen alrededor del átomo
central de forma que minimicen las repulsiones entre ellos y la energía
del sistema”. Si los pares de electrones no son iguales se producen
deformaciones ya que las repulsiones son mayores.
“par libre-par libre > par libre-par enlazante > par enlazante-par enlazante”.
• Teoría de la hibridación de los orbitales:
– ”Un orbital híbrido se forma por la superposición de uno o más orbitales
atómicos. En esta combinación se formaran tantos orbitales híbridos
(OH) idénticos como orbitales atómicos se combinen.
– Los OH se utilizan para formar enlaces sigmas y albergar pares de
electrones libres.
– Sólo hibrida el átomo central.

12. – Para saber la hibridación de una molécula se siguen los siguientes
pasos:
• Se hace la estructura de Lewis.
• Se cuentan los átomos enlazantes (X) y los pares de electrones
libres (E), que tiene que coincidir con el número de OH.
Tipo de molécula Hibridación Geometría Hibridación Geometría RPECV
AX2 sp Lineal Lineal
AX3 2 Plana trigonal Plana Trigonal
sp
AX2E Angular
AX4 Tetraédrica Tetaédrica
AX3E
sp 3 Piramidal Trigonal
AX2E2 Angular

13. • Propiedades sustancias moleculares y sólidos covalentes:
• Sólidos moleculares: son agrupaciones formadas por un número pequeño
de átomos unidos por enlaces covalentes.
• PF y PE muy bajos.
• Suelen presentarse como sólidos blandos, líquidos y gases.
• Insolubles en agua, pero sí en disolventes orgánicos.
• No suelen conducir la electricidad.
• Sólidos covalentes: son los que los átomos están unidos por enlaces
covalentes.
• Son sólidos muy duros.
• PF y PE muy altos.
• Insolubles en agua y en disolventes orgánicos.
• No suelen conducir la electricidad.

14. Fuerzas Intermoleculares
• Fuerzas de Van der waals:
– Fuerzas de atracción dipolo-dipolo o de Keeson: entre moléculas
polares.
– Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido o de Debye: entre una
molécula polar y otra apolar.
– Fuerzas de dispersión o de London: entre moléculas apolares.
• Puentes de Hidrógeno:
– Interacción que se establece entre un átomo de H unido a un elemento
muy electronegativo y un segundo átomo también muy electronegativo
que posee al menos un par de electrones libres.