Unidad 7 3_enlace químico

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Unidad 7-3 2007
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7-3. Modelos de enlace químico.
• Símbolos y estructuras de Lewis.
• Modelo de enlace iónico
• Modelo de enlace covalente
• Geometría molecular
• Polaridad
• Modelo de enlace metálico
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El enlace químico corresponde a la 
interacción entre átomos a través de 
algunos o todos sus electrones externos.
Los electrones que participan en el enlace 
se denominan electrones de valencia.
La interacción hace que los átomos 
enlazados presenten mayor estabilidad que 
cuando no lo están (átomos separados).
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La interacción entre un par de átomos que 
se enlazan puede ocurrir por:
– Traspaso total de electrones de un 
átomo a otro => Enlace iónico
– Compartición de los electrones de 
valencia por parte de los átomos que 
se enlazan => Enlace covalente
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En el enlace iónico, un átomo dona electrones a 
otro que los recibe.
En el enlace covalente los átomos ponen a dis-
posición electrones para ser compartidos los 
átomos a enlazarse.
Estos dos tipos de enlaces corresponden a situa-
ciones extremas de las interacciones entre 
átomos y por ello se los considera “modelos 
idealizados del enlace químico”.
En general el enlace químico es una mezcla de 
estos dos extremos.
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Para facilitar la comprensión y la represen-
tación de los enlaces químicos es conveniente 
definir y utilizar los “símbolos de Lewis”.
Los símbolos de Lewis corresponden a una 
forma abreviada de representar la configura-
ción electrónica de un átomo o ion.
Consisten en escribir el símbolo del elemento 
y rodearlo de sus electrones externos o de sus 
electrones de valencia.
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Ejemplos de símbolos de Lewis:
Cloro, Z = 17 
Cl = [Ne] 3s2 3p2p2p1
Símbolo de Lewis para Cl => xCl
xx
xx
xx
Estos e- se representan 
por puntos o por cruces.
En el símbolo de Lewis todo 
esto queda representados por 
Cl
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Los e- externos se representan por cruces o por 
puntos y se distribuyen en dirección N, S, E, O.
Los e- apareados van en parejas y los e- célibes se 
dejan solos según sea o no conveniente enfatizar 
aquello. 
Oxígeno, Z = 8, config. elec. = [He] 2s2 
2p2p1p1
Símbolo de Lewis para O => 
 x
xx
x
xx ó 
xx
xx
xx ó x
xx
xx
x OOO
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En los símbolos de Lewis los electrones ex-
ternos se ubican en posiciones N, S, E, O sólo 
porque esta representación se hace en el plano. 
En una representación en el espacio (tridimen-
sional) la ubicación de los electrones debe ser 
tal que las fuerzas repulsivas entre ellos esté 
minimizada. 
Esas ubicaciones serían las que apuntan hacia 
los vértices de un tetraedro regular cuyo 
centro es el núcleo del átomo. 
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x x
xxxx xx
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Enlace iónico.
Los elementos que se unen a través de un enlace 
iónico forman compuestos iónicos.
Entre los elementos ocurre transferencia completa de 
cierto número de electrones desde uno de ellos al 
otro.
El enlace iónico se forma entre elementos que tienen:
=> uno de ellos, bajo potencial de ionización, 
(esto es, facilidad para entregar electrones)
=> el otro, gran afinidad electrónica (facilidad 
para captar electrones)
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El enlace iónico se forma por la interacción 
entre iones:
⇒ catión, que proviene del elemento que
pierde los e-
⇒ anión, del elemento que recibe los e-
Ejemplo: Si un elemento A tiene tendencia a 
dar e- y otro elemento B, a captar e-, entonces 
al aproximarse entre sí los elementos A y B 
pueden interaccionar de modo que generen A+
y B-. Estos iones permanecen atraídos por 
fuerzas electrostáticas dando origen al “enlace 
iónico”. La especie AB formada es un 
compuesto iónico.
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Si A se estabiliza cediendo 2e- y B lo hace 
captando 1e-, el compuesto iónico que 
originan tendrá por fórmula: AB2 . 
Problema 16.
a) Li y F forman compuesto iónico. ¿Por 
qué? ¿Cuál es su fórmula? (Resuelto en clase).
b) El óxido de sodio es compuesto iónico. 
¿Cuál de los elementos cede e- y cuántos? 
¿Cuál es el anión? Determine la fórmula del 
compuesto. 
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Problema 17. (Tarea)
Idee Ud. tres compuestos iónicos y deter-
mine sus fórmulas.
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Enlace covalente.
Los elementos que se unen a través de un 
enlace covalente forman compuestos 
covalentes.
Los elementos que se unen por este tipo de 
enlace, comparten dos o más de sus electro-
nes externos. 
Cada elemento enlazado aporta electrones.
Los e- compartidos “pertenecen” a ambos 
átomos enlazados y ellos deben permitir que 
cada elemento quede con tantos e- como sea 
necesario para adquirir configuración de gas 
noble.
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Ejemplo 1.
¿Cómo y por qué se forma la molécula de H2? 
Respuesta. 
H = 1s1 => H x
Para parecerse al gas noble He le falta un e-.
Entonces si se aproximan dos átomos de H:
H x + x H => H xx H 
la interacción es tal que cada electrón aportado 
por cada átomo de H pertenece a los dos 
átomos, de modo que ambos “poseen” dos e-,
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por lo tanto, cada uno de ellos ha adqui-
rido la configuración del He. 
El resultado de esta interacción da origen 
a la molécula diatómica H2 que es 
estable.
H x H
x
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Ejemplo 2.
Explique la existencia de la molécula F2.
Respuesta:
F => [He] 2s2 2p5 le falta 1e- para quedar 
como Ne. 
El electrón que le falta a un átomo lo aporta 
el otro y viceversa. 
x x o o
F2 => xx F xo F oo
x x o o
Ambos átomos de F com-
parten dos e- para formar 
un enlace covalente entre
ellos.
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Cada vez que elemetos comparten 2e- , 
entre ellos se forma un enlace covalente.
Para abreviar, el enlace covalente suele repre-
sentarse por un trazo entre ambos átomos. En 
el ejemplo anterior, esta representación del 
enlace covalente sería: F - F
Sólo de ser necesario se pueden destacar los 
otros electrones externos de cada átomo:
x x o o
x
x F - F oo
x x o o
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La capa externa de cada átomo de F 
quedó con 8e- y, cuando así ocurre, se dice 
que se completa un “octeto”, hecho que 
también se nombra como “regla del 
octeto”. 
En general, esta regla la cumplen los 
elementos representativos no metálicos de 
segundo y tercer períodos. ¡Hay 
excepciones!
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Problema 18.
Utilice la simbología de Lewis para representar 
la molécula de metano, CH4.
Solución.
C = [He] 2s2 2p2 => C
H = 1s1 => H
H
CH4 => H C H
H 
El C queda con 8e- y el H queda con 2e-.
Tiene 4 enlaces
covalentes.
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Problema 19.
Determinar los enlaces en los siguientes 
compuestos covalentes: a) CO2 b) C2H4
Solución.
Para CO2 :
Las configuraciones electrónicas de los 
elementos que forman el CO2 son:
C = [He] 2s2 2p1 p1 p0 y O = [He] 2s2 2p2 p1 p1
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Los símbolos de Lewis son: 
C ó C
O O
Para que cada átomo complete el octeto, al O le 
faltan 2 e- y al C le faltan 4 e-.
Para conseguirlo el C tiene que compartir en total 
4 pares de electrones, 2 pares con cada O:
O C O
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El átomo de C comparte 4e- con cada átomo 
de O, esto es entre C y O se forman 2 enlaces 
covalentes (1 par de e- cada enlace). 
Se tiene entonces que el enlace carbono-
oxígeno en la molécula de CO2 es doble:
O=C=O
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ParaC2H4:
C , C ó C ; H
El H forma sólo un enlace ya que aporta sólo 1e-. 
Por lo tanto los dos átomos de C deben estar 
unidos entre sí:
C C
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C C
pero si los e- se disponen:
C C
pueden enlazarse los 4 átomos de H: 
H H H H
C C => C=C
H H H H
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Problema 20.
Demuestre que la molécula de acetileno, 
C2H2 presenta enlace covalente “triple” 
entre los átomos de C.
H C C H
H C C H
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Comparación de algunas propiedades genera-
les de un compuesto iónico y uno covalente.
Propiedad NaCl CCl4
Aspecto Sólido blanco Líquido incoloro
T fusión, °C 801 -23
∆Η fusión, kJ/mol 30,2 2,5
T ebullición, °C 1413 76,5
∆Η vaporizac., kJ/mol 600 30
Densidad, g/cm3 2.17 1.59
Solubilidad en agua Alta Muy baja
Conductividad eléc-
trica: sólido
líquido
Pobre
buena
Pobre
pobre
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Electronegatividad.
Cuando el enlace covalente se forma entre 
átomos iguales, los e- que originan el enlace 
están igualmente compartidos por ambos 
átomos y el enlace se llama “enlace 
covalente puro”.
Ejemplos de enlaces covalentes puros se 
dan en: O2 ; H2 ; P4 ; N2 ; etc.
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Cuando los átomos que comparten los 
electrones son distintos, la compartición de 
los electrones no es igual por parte de los 
dos átomos (compartición no simétrica), y 
los experimentos muestran que hay una 
mayor densidad electrónica hacia uno de 
los dos núcleos.
Ejemplos: HF; H2O; NO; etc
En la molécula de fluoruro de hidrógeno, 
HF, el enlace entre H y F es covalente.
Los átomos comparten 1 par de e-:
H F
Pero los electrones compartidos están más 
próximos al F:
H F
Se debe a la tendencia del
F de captar e- con más fa-
cilidad que el H.
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La compartición no equitativa de los electro-
nes en un enlace covalente, “polariza” los 
átomos participantes del enlace originando el 
“enlace covalente polar”.
Representaciones de enlace covalente polar:
δ+ δ−
H F H F
El enlace H-F en la molécula HF es polar y en 
consecuencia la molécula misma (porque es el 
único enlace) resulta ser una molécula polar.
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Se denomina “electronegatividad” a la 
habilidad relativa de un átomo enlazado para 
atraer hacia sí los electrones compartidos. 
La electronegatividad (EN) está relacionada 
con la energía de ionización (I) y con la 
afinidad electrónica (A).
NO confundir electronegatividad 
con electroafinidad .
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Las EN de los elementos se han ordenado en base 
a valores relativos en base a una escala desarro-
llada por L. Pauling. Los valores de EN no son 
cantidades medidas sino que más bien están basa-
das en la asignación que dio Pauling al mayor 
valor de EN (4,0) para el flúor. El elemento 
menos electronegativo es el Fr con un valor 0,7.
En la tabla periódica la tendencia de la EN es:
aumenta
au
m
en
ta
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Algunos valores de EN
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
S
2.5
Cl
3.0
… Br
2.8
I
2.5
At
2.2
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Cs
0.7
Ba
0.9
Fr
0.7
Ra
0.9
H
2.1
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Problema 21.
Compare las polaridades de los enlaces en las 
moléculas: H2O; CH4 y NH3.
H es del 1er período y C , O y N son del 2° 
período.
Orden creciente de las EN es: 
H < C < N < O.
Resulta entonces que en orden creciente, las 
polaridades de los enlaces es:
enlace H-C < enlace H-N < enlace H-O
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Electronegatividad y número de oxidación.
El número de oxidación resulta de suponer 
que en enlaces covalentes polares el 
elemento más EN se “llevaría” los e-
compartidos hacia él y el NO de este 
elemento sería negativo e igual al N° de e-
que se “llevaría”.
El otro elemento, el de menor EN, quedaría 
con defecto de e- y por tanto su NO sería 
positivo e igual al N° de electrones que 
habría “perdido”. 
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Ejemplo.
En el NH3: H N H
H
Debido a que la EN de N es mayor que la 
del H, los electrones compartidos están más 
cerca del N. 
El N “acerca” hacia él 3e- y cada H “aleja” 
de él 1e-, por lo tanto los números de 
oxidación de N y de H en la molécula de 
NH3 serían: -3 y +1, respectivamente. 
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Carga formal y estructura de Lewis.
El concepto de carga formal es útil en los 
casos que una especie puede presentar más 
de una estructura de Lewis y entonces 
poder decidir cual de ellas es la más 
probable.
A cada átomo en una estructura de Lewis 
se le puede determinar un N° denominado 
“carga formal”, la que se define como 
sigue:
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Carga 
formal
de un 
átomo
N° total de e-
de valencia 
en átomo 
libre
N° total de e-
no enlazados
de ese átomo
N° total de e-
Enlazados en
ese átomo
= - -1/2
La carga formal de los átomos en una especie
debe satisfacer la siguiente condición:
•La Σ de ellas debe ser igual a la carga de la 
especie
= 0 si es molécula (neutra)
= a la carga del ion, si es ion
•La estructura de Lewis más probable para la 
especie es aquella que tenga átomos con carga 
formal 0, o la de menores cargas formales.
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Ejemplo.
¿Cuál es la estructura de Lewis de CH2O?
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Carga 
formal
de un 
átomo
N° total de e-
de valencia 
en átomo 
libre
N° total de e-
no enlazados
de ese átomo
N° total de e-
Enlazados en
ese átomo
= - -1/2
La carga formal de los átomos en una especie
debe satisfacer la siguiente condición:
•La Σ de ellas debe ser igual a la carga de la 
especie
= 0 si es molécula (neutra)
= a la carga del ion, si es ion
•La estructura de Lewis más probable para la 
especie es aquella que tenga átomos con carga 
formal 0, o la de menores cargas formales.
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Ejemplo.
¿Cuál es la estructura de Lewis de CH2O?
Solución.
Las dos posibilidades de enlaces entre C, H 
y O para la molécula de formaldehido son: 
(¡verificarlas!)
a) H b)
H C O H C O
H
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a) H C O H b) H
Cargas formales: C O
H = 1 – 0 – ½ x 2 = 0 H
C = 4 – 2 – ½ x 6 = -1 H = 1 – 0 – ½ x 2 = 0
O = 6 – 2 – ½ x 6 = +1 H = 1 – 0 – ½ x 2 = 0
H = 1 – 0 – ½ x 2 = 0 C = 4 – 0 – ½ x 8 = 0
-1 +1 O = 6 – 4 – ½ x 4 = 0
H C O H H
C O Esta es más
H probable.
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Resonancia.
Para presentar el significado de resoanacia se 
considerará como ejemplo la estructura de 
Lewis del ozono, O3.
O O O => O O O 
O O O => O O O
Las estructuras del ozono se dicen resonantes:
O O O O O O
porque los enlaces no están localizados.
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45
Si los átomos de O se pudieran distinguir entre sí:
O O O O O O
1 2 3 1 2 3
el enlace doble puede originarse indistintamente 
entre 1 y 2 ó entre 2 y 3. Estudios experimentales 
ponen en evidencia que el enlace doble está 
“deslocalizado”, lo que significa que se presenta “al 
mismo tiempo” entre 1 y 2 y entre 2 y 3. A esta 
deslocalización se le llama resonancia.
Por lo tanto las fórmulas resonantes del ozono son 
las dos anteriormente representadas.UdeC/FCQ/M E König 
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Finalmente, la resonancia se expresa a través 
del conjunto de estructuras posibles en la 
forma que se indica a continuación:
O O O O O O
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Problema 22.
Escriba las estructuras de Lewis para el ion CO32-.
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48
2-
O C O etc. 
O 
Hay 3 formas resonantes puesto que el doble 
enlace puede ocurrir con cualquiera de los 3 
oxígenos:
O-C=O 2- O - C - O 2- O=C-O 2-
O O O 
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Otro ejemplo de resonancia.
Benceno, C6H6 : 
H H H
C C C
H-C C-H H-C C-H H-C C-H
H-C C-H H-C C-H H-C C-H
C C C
H H H
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50
Excepciones a la regla del octeto.
Existen compuestos donde la suma de los e-
de valencia de todos los elementos que 
participan resulta ser un número impar. 
En estos compuestos no se cumple la regla 
del octeto.
Ejemplo: NO N: 5e- valencia
O: 6e- valencia
N O
11 e-
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51
También en NO2:
O=N-O O-N=O el N queda con 7e-
En otros casos a pesar de un N° par de e- no se 
cumple la regla del octeto como es el caso de 
BeH2:
H Be H
En el hidruro de berilio, el berilio sólo queda 
con 4 e-.
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Del grupo 13 (3A) el B y el Al forman algunos 
compuestos en los cuales no se satisface el 
octeto. En BF3 el B queda con 6e-. 
F
F B
F
La deficiencia de e- de B en el BF3 hace que 
este compuesto pueda enlazarse a otro que 
tenga electrones no enlazantes, como es el 
caso del enlace entre BF3 con NH3.
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53
F H
F B N H
F H
En este compuesto, el B se une al N a través de 
un “enlace covalente coordinado”. Este enlace 
se caracteriza porque los e- que se comparten 
los aporta uno de los átomos, en este caso el N. 
Los e- que aporta el N son sus e- “no enlazan-
tes” en el NH3.
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En el compuesto SF6 , el S queda con 12 e-:
Tarea. Verificar que en el compuesto PF5 ,
el fósforo queda con 10 e-.
S
F F
F F
F
F
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Energía de enlace covalente. (Fuerza de 
enlace).
Se define “energía del enlace covalente” 
aquella que es necesaria para “romper” el 
enlace, esto es, separar los átomos y dejarlos 
libres, estando todas las especies en estado gas. 
Para un enlace A-B, el proceso es:
A-B(g) = A(g) + B(g) Ed 
Ed es la energía de disociación (ruptura) del 
enlace y es positiva.
En este proceso cada átomo se lleva el e- que 
aportaba al enlace; se denomina “disociación 
homolítica”.
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La energía de formación de enlace covalente
A-B corresponde al proceso:
A(g) + B(g) = A-B(g) Ef < 0
Ef es la energía de formación del enlace y es 
negativa e igual a –Ed.
Las energías de enlace se miden en diferentes 
compuestos que lo presenten. Los valores de las 
energías son diferentes según el “alrededor” que 
tiene el enlace, por esto las energías de enlace 
que se informan son el “valor promedio” de las 
energías medidas.
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Energías promedio de disociación de enlace covalente.
Enlace Ed (kJ/mol) Enlace Ed (kJ/mol)
H-H 436.4 C-C 347
H-N 393 C=C 620
H-O 460 C≡C 812
H-S 368 N-N 193
H-Cl 431,9 N=N 418
H-Br 366.1 N≡N 941.4
H-I 298.3 N-O 176
H-C 414 O-O 142
H-P 326 O=O 498.7
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Ejemplo:
El enlace O-H se disocia:
O H (g) = O (g) + H(g) ∆Hd = 460 kJ
la energía requerida es 460 kJ por cada mol de 
enlace disociado.
Cuando se forma el enlace O-H:
O (g) + H(g) = O H(g) ∆Ηf = -460 kJ 
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59
En los casos de enlaces simples, dobles y 
triples las energías de disociación crecen a 
medida que el enlace se hace múltiple.
Ejemplo:
N-N < N=N < N N
193 418 941 kJ/mol
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60
Con los valores de las energía de enlace 
covalente se puede hacer estimaciones de 
energías de reacción. Para ello es necesario 
conocer la estructura de las especies, es decir 
qué átomos están unidos entre sí y con qué 
tipo de enlace.
Ejemplo: en la reacción los enlaces que se 
“rompen” y “forman” son:
H H H H
C=C + H H H C – C H
H H H H
se rompe se rompe
se forman
se forma
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61
La separación entre los núcleos de dos átomos 
unidos por enlace covalente se denomina 
“longitud de enlace” o distancia de enlace”.
Las longitudes de enlace se determinan en 
muchos compuestos que lo contienen y los 
valores que se informan son valores promedio.
Longitud de enlace.
Longitud de enlace
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Unidad 7-3 2007
62
Longitud promedio de enlace covalente.
Enlace Longitud, pm Enlace Longitud, pm
H-H 74 O-O 148
H-F 92 O=O 121
H-N 101 N-O 144
H-O 96 N-N 146
C-C 154 N=N 122
C=C 134 N= N 110
C= C 121 C=O 123
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63
Geometría molecular. 
La forma geométrica de las moléculas es la 
distribución en el espacio (tridemensional) de 
todos los átomos que la forman.
La geometría de la molécula afecta o 
determina muchas de sus propiedades físicas y 
químicas: temperaturas de fusión y de 
ebullición, densidad, solubilidad, reacciones, 
etc.
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64
La estructura de Lewis de una molécula es 
como el diseño de una construcción, es decir, 
una representación plana mostrando:
- el lugar relativo de las partes
=> átomos centrales
- las conexiones estructurales 
=> grupos unidos por e- de valencia
- los diferentes complementos
=> pares solitarios de e- de valencia no 
enlazados
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65
Para determinar la forma molecular de una 
especie a partir de su estructura de Lewis, los 
químicos emplean una aproximación conocida 
como “teoría de repulsión del par electrónico 
de la capa de valencia (RPECV)”.
Su principio básico es que “cada grupo de 
electrones de valencia alrededor del átomo 
central está localizado lo más lejos posible de 
los otros a fin de minimizar las repulsiones”.
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66
Se define “grupo de electrones” a cualquier 
número de electrones que ocupa un región 
localizada alrededor de un átomo.
Así un grupo de electrones puede consistir en 
un enlace simple, un enlace doble o un enlace 
triple, un par no enlazante o, incluso, un 
electrón solo. (Los dos pares de e- en un enlace 
doble, o los tres pares en un enlace triple, ocupan 
orbitales separados, así que permanecen cerca unos 
de otros y actúan como un grupo de e-).
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67
Cada uno de éstos es un grupo separado de 
electrones de valencia que repele a otros 
grupos para maximizar los ángulos entre 
grupos y ocupar tanto espacio como sea 
posible alrededor del átomo central.
El ordenamiento tridimensional de núcleos 
unidos por esos grupos es lo que origina la 
forma molecular.
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68
Moléculas o especies de fórmula ABx
Considérese moléculas formadas por enlaces 
entre los elementos A y B donde A es el átomo 
central (al cual se enlazan los otros átomos).
Caso 1)
Si el átomo central no tiene pares de 
electrones no-enlazantes, las formas de las 
moléculas de fórmulas ABx con x = 2, 3, 4, 5 ó 
6 son las siguientes:
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69
Si x = 2 => AB2
De acuerdo a la teoría RPECVlos dos “grupos de 
electrones” (de los dos enlaces que forma A con los 
átomos B), deben ubicarse alrededor de A y entre A 
y B lo más alejado posible uno de otro como se 
muestra en la figura:
La molécula AB2 resulta de forma “lineal” (los 3 átomos 
en línea recta”.
A
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70
Si x = 3, 4, 5 y 6 las fórmulas de las moléculas 
serían AB3 AB4 AB5 y AB6 , respectivamente 
y según la teoría RPECV las geometrías 
moleculares que resultan son las siguientes:
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71
Plana trigonal Tetraédrica
AB3 AB4
B
BB
A A
B
B
B
B
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72
Bipirámide trigonal Octaédrica
AB5 AB6
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73
Ejemplos de especies con las formas 
geométricas anteriores:
a) Lineal: BeCl2 , HgCl2 , CO2
b) Plana trigonal (o triangular): BF3, SO3, 
NO3-, CO32-
a) Tetraédrica: CH4, NH4+
b) Bipirámide trigonal: PCl5
c) Octaédrica: SF6
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74
Caso 2)
Si el átomo central tiene 1 ó más pares de 
lectrones libres (no-enlazantes), las formas 
geométricas resultan diferentes de las recién 
presentadas debido a que en estas especies 
hay tres tipos de fuerzas de repulsión, a saber:
• entre pares de e- enlazantes
• entre pares de e- libres
• entre par enlazante y par libre
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75
Comparativamente, las intensidades de estas 
fuerzas repulsivas en orden decreciente son:
par libre-par libre
par libre-par enlazante
par enlazante-par enlazante
>
>
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76
Los electrones que forman los enlaces se 
mantienen cercanos uno de otro por las fuerzas 
de atracción que los núcleos de los átomos 
enlazados ejercen sobre ellos. Estos electrones 
presentan una “distribución espacial” menor
que si fueran electrones no-enlazantes (e-
libres).
Los pares de e- libres en una especie disponen 
de mayor espacio que los e- enlazados y ejercen 
mayor repulsión hacia los pares de e- enlazan-
tes y otros pares de e- libres de la misma.
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77
Cuando el átomo central A tiene electrones 
libres la forma geométrica de la especie 
depende de los pares de electrones libres 
que tenga y pueden determinarse a partir 
de las formas geométricas anteriores.
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78
Forma geométrica:
Angular
AB2 .
Angulo de enlace
menor que 120°
1 par e-
libres A
B B
Ejemplos: SO2 , O3 , PbCl2 , SnBr2
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79
:AB3 :ÄB2
Piramide trigonal Angular (o doblada)
Ejemplos: NH3 , PF3 , 
ClO3-, H3O+
Ejemplos: H2O, OF2 , 
SCl2
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:NH3CH4
H2Ö:
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81
:AB4 :ÄB3 :ÄB2
SF4 , IO2F2- ClF3 , BrF3 I3- , IF2-
..
:AB5
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82
:ÄB4
BrF5 , TeF5- ICl4
-
Pirámide de base cuadrada Plana (cuadrada)
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83
Polaridad de enlace y geometría molecular.
Es sabido que los enlaces covalentes entre átomos de 
elementos distintos son polares debido a las diferentes 
electronegatividades de los elementos. A causa de ésto 
los e- compartidos permanecen más tiempo más cercanos 
al átomo del elemento más electronegativo lo que le 
confiere al enlace cierto carácter de dipolo y que, para 
ENB > ENA, fue representado por: 
δ+ δ−
A B ó A B ó A B
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84
Se define “momento dipolar, (µ)” de un enlace 
al producto de la carga (q) del electrón
desplazado y de la distancia (r) que se desplaza 
el electrón, esto se expresa:
El momento dipolar de un enlace es una 
cantidad vectorial: tiene magnitud y dirección.
rqµ ×=
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85
El momento dipolar, µ, se expresa en 
unidad llamada debye, simbolizada por D. 
Esta unidad corresponde a:
1D = 3.33 x 10-30 C x m C = coulomb
m = metro
La existencia de enlaces polares en una 
especie junto con su forma geométrica 
determinan el carácter polar o apolar de 
ella.
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86
El momento dipolar de una molécula o de un 
ion es la suma vectorial de los momentos 
dipolares de los enlaces.
Si el momento dipolar resultante es:
• cero => la especie es “apolar”.
• distinta de cero => la especie es “polar”.
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87
Ejemplos de especies polares y apolares.
1) CO2
La molécula de CO2 es lineal:
O = C = O
cada enlace Carbono-oxígeno es polar, el vector 
apunta hacia el átomo más electronegativo, como 
se ilustra en:
O C O
La suma de los vectores es cero, lo que significa 
que la molécula de CO2 es apolar.
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88
2) H2O
La molécula de agua es angular:
O O
H H H H
La molécula de agua es polar
Momento 
dipolar 
resultante
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89
3) CH4
La molécula de metano es tetraédrica:
La suma vectorial es cero,
la molécula CH4 no tiene 
momento dipolar, luego CH4
es molécula apolar.
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90
4) CH3Cl
La molécula de clorometano es tetraédrica:
C
Cl
C
Cl
Momento dipolar 
resultante distinto 
de cero => 
molécula CH3Cl 
es polar. 
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91
Carácter iónico parcial de los enlaces 
covalentes polares.
Si se pregunta “¿un enlace XY es iónico o cova-
lente?”, la respuesta en casi todos los casos será 
“el enlace es de ambos tipos en parte”.
Una mejor pregunta es: “¿en qué medida un 
enlace es iónico o covalente?”
La existencia de cargas parciales en un enlace 
significa que el enlace covalente polar se 
comporta como si fuera parcialmente iónico.
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92
El carácter iónico parcial de un enlace está 
directamente relacionado con a la diferencia 
de electronegatividad (∆EN), la diferencia 
entre los valores de EN de los átomos 
enlazados.
∆EN = ENmayor – ENmenor
Un mayor valor de ∆EN resulta en cargas 
parciales más grandes y un mayor carácter 
iónico parcial del enlace.
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93
Ejemplos:
Para LiF(g) ∆EN es 4.0-1.0 = 3.0
para HF(g) ∆EN es 4.0-2.1 = 1.9
para F2(g) ∆EN es 4.0-4.0 = 0
por lo tanto, el enlace LiF tiene mayor 
carácter iónico que el enlace H-F, que a su 
vez tiene más que el enlace F-F.
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94
La siguiente figura resume un criterio arbitra-
rio para establecer carácter de enlaces:
3.3
2.0
0
Principal-
mente covalente
Covalente 
polar
Principal-
mente iónico
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95
Enlace metálico.
El tercer tipo de enlace químico es el enlace 
que existe entre un gran número de átomos 
de metálicos. Se denomina enlace metálico.
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96
Considérese el elemento Na:
• en el NaCl el sodio y el cloro están como iones, 
Na+ y Cl-, formando enlace iónico,
• en vapores de sodio, se puede entender la exis-
tencia de moléculas Na2 a través de un enlace 
covalente por compartición de los electrones de 
valencia de cada átomo de sodio,
• en el Na metálico existen átomos de sodio ¿qué 
es lo que mantiene unidos a tantos átomos?
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97
Modelo de enlace metálico.
El modelo más simple de enlace metálico 
propone que todos los átomos del metal 
aportan sus electrones de valencia para 
formar un “mar de electrones” que se 
deslocalizan a través de todo el metal. Los 
iones metálicos (los núcleos junto con los 
electrones internos) se encuentran 
“sumergidos” en este mar de electrones en 
un acomodo regular.
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Unidad 7-3 2007
98
Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico
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99
En contraste conel enlace iónico, los iones en un 
metal no se mantienen en su lugar tan rígidamen-
te como en un sólido iónico.
Contrario al enlace covalente, ningún par de 
átomos metálicos en particular se encuentran 
unidos a través de ningún par localizado de 
electrones. En vez de eso, los e- de valencia son 
compartidos entre todos los átomos, los que se 
mantienen unidos por la atracción mutua de los 
cationes metálicos y los e- móviles y altamente 
deslocalizados.
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100
Aunque existen compuestos metálicos, es más 
típico de los metales formar aleaciones. Éstas 
son mezclas sólidas de metales de 
composición variable. Las aleaciones se 
utilizan comunmente en la fabricación de 
partes de automóviles, fuselajes de aviones, 
soportes de edificios y puentes, monedas, 
joyería, trabajos dentales, etc
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101
¿Cómo el modelo explica las propiedades 
de los metales?
Las propiedades físicas de los metales pueden variar en 
un amplio intervalo, a pesar de esto, la mayoria de los 
metales se caracterizan por:
• ser sólidos en condiciones ambientales
• tener puntos de fusión de moderadas a altas
• tener puntos de ebullición mucho más elevados
• doblarse o abollarse en vez de romperse
• ser maleables (pueden formar láminas) 
• ser dúctiles (pueden estirarse para formar alambres)
• ser buenos conductores de calor y de electricidad (s y l)
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102
Los puntos de fusión y de ebullición se 
relacionan con la energía del enlace metálico: 
• los puntos de fusión son moderadamente altos
porque las atracciones entre los cationes 
móviles y los electrones no necesitan romperse 
durante la fusión
• en la ebullición se requiere que cada catión y 
sus electrones se separen de los otros y por 
eso los puntos de ebullición son 
marcadamente altos.
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103
Las tendencias periódicas también son consistentes 
con el modelo:
Temperatura normal de fusión, °C
0
200
400
600
800
1000
1200
1400
1 2 3 4 5 6
alcalinos
alcalino
térreos
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104
Los elementos del grupo 2 tienen el doble 
de e- de valencia que los del grupo 1, lo que 
se traduce en enlaces más fuertes y en 
consecuencia en mayores temperaturas de 
fusión.
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105
La figura muestra que el Ga funde en la mano. 
Es el elemento que presenta el mayor 
intervalo de temperatura en estado líquido.
A 1 atm:
Tfusión = 29.8°C
Tebullición = 2403°C
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Unidad 7-3 2007
106
Las propiedades mecá-
nicas y conductivas 
también se explican por 
este modelo. 
Cuando se golpea un 
metal, los iones metá-
licos se desplazan a 
través del mar de e-
hacia nuevas posiciones 
del retículo y la pieza 
de metal sólo se 
deforma.
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Unidad 7-3 2007
107
Todos los metales del grupo11 (1B)
Cu, Ag, Au, son lo suficientemente 
suaves para ser torneados fácilmente,
pero el oro es único en su clase.
Láminas de oro.
Con 1 g de Au se puede formar:
• un cubo de 0.37 cm de lado
• una esfera de radio 2.295 mm
• un alambre de 0.020 mm de diámetro y 165 m de largo
• una lámina de 1 m2 y de 51 nm de espesor (~ 170 átomos)
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Unidad 7-3 2007
108
A diferencia de lo que ocurre en metales, 
los compuestos iónicos se quiebran al aplicarles
una fuerza: 
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Unidad 7-3 2007
109
Los metales son buenos conductores de 
electricidad porque tienen e- móviles. También 
la movilidad de los e- de los metales hace que 
ellos sean buenos conductores del calor. 
Si se coloca una pieza de madera y un trozo de 
metal en la mano (ambas a la temperatura 
ambiente), el metal se siente más frío que la 
madera debido a que él extrae calor de la mano 
más rápido que la madera. Los electrones 
deslocalizados en el metal dispersan el calor 
más rápidamente que los pares de e- localizados 
en los enlaces covalentes de la madera.
	7-3.Modelos de enlace químico.