Fuerzas intermoleculares

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CICLO CIENCIAS 
 
 
ACADEMIA “AMANTES DEL CONOCIMIENTO” 
CICLO LETRA - CIENCIAS 
Semana 3: Enlace químico y fuerzas intermoleculares 
Naturaleza del enlace químico. 
 
La repetición periódica de las propiedades químicas de los elementos con el 
incremento del número atómico, y de ahí de la masa, no guarda relación con 
el núcleo sino con los electrones en donde se asienta la capacidad de 
reacción química. 
 
Hemos visto que, independientemente del número total de electrones 
presentes, la configuración electrónica en las capas externas de todos los 
átomos que pertenecen a un grupo dado es esencialmente idéntica. Este 
último hecho sugiere que la reactividad química está asociada con los 
electrones más externos del átomo y no depende en grado alguno de lo que 
se encuentra en capas muy por debajo de la superficie. Por esta razón, 
cualquier explicación de las leyes de combinación química y valencia deben 
buscar en el comportamiento de los electrones más externos, y en la 
interacción de ellos con otros semejantes de átomos distintos. 
 
Al tratar con la combinación atómica conviene clasificar los enlaces formados 
en tres tipos básicos, que son: iónicos o electrovalentes, b) covalentes, y 
c) metálicos. Cada uno de estos tipos representa cierta conducta básica que 
definiremos y describiremos. Sin embargo, no todos los enlaces hallados en 
las moléculas se clasifican con claridad en alguna de estas categorías. En 
muchas ocasiones los enlaces encontrados reflejan propiedades que indican 
un carácter intermedio entre los tipos básicos. En estos casos el enlace se 
trata como una combinación de los tipos base involucrados, en el cual cada 
tipo ejerce una contribución definida a la naturaleza del enlace en cuestión. 
 
El enlace iónico 
 
El primer intento de explicar la valencia en función de los electrones lo hizo 
W. Kossel en 1916. Su punto de partida teórica fue la observación de que la 
estabilidad de los gases raros (gases nobles) se debía a que la capa externa 
de los átomos contiene dos electrones en el helio y ocho en los restantes 
casos. Por esta razón sugirió Kossel, que todos los átomos tienden a alcanzar 
configuraciones de gas raro bien sea tomando o cediendo electrones. Por 
ejemplo, un átomo de sodio contiene dos capas cerradas con un electrón 
fuera de las mismas. El cloro contiene dos capas cerradas y siete electrones 
externos. Para alcanzar una configuración de gas raro el sodio puede ceder 
el electrón externo que posee pasando así al ion positivo Na+, o bien adquirir 
siete electrones transformando al ion negativo Na7-. Es obvio que el primero 
de estos procesos debe ser más fácil de llevarse a cabo y de aquí la tendencia 
del sodio será a perder un electrón y transformarse en Na1+. En cambio, el 
átomo de cloro adquiere configuración de gas raro ya sea adquiriendo un 
electrón o perdiendo siete. Aquí es evidente que el primer proceso resulta 
más probable, y de aquí la tendencia del cloro a formar el ion Cℓ1-. Estas 
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tendencias naturales juegan su papel cuando el sodio y el cloro están juntos. 
Escribiendo un punto para representar al electrón obtenemos la reacción 
siguiente: 
 
 
 
En la cual un electrón se transfiere desde el sodio al cloro para dar iones 
sodio y cloro, cada uno de los cuales posee configuración de gas noble. 
 
El enlace covalente 
 
Aunque la explicación anterior es satisfactoria para las sustancias iónicas 
escasamente da cuenta de la formación de moléculas como CH4, NO, H2, N2 
y otras de esta categoría. En estas no se detectan iones, y no hay una razón 
aparente inmediata de porque, por ejemplo, dos átomos de hidrógeno 
deberían combinarse en una molécula. Para vencer esta dificultad, G.N. 
Lewis propuso en 1916 que una unión de átomos puede lograrse al 
compartirse electrones en pares. Por ejemplo, si un átomo de hidrógeno con 
un solo electrón externo compartiera este electrón con otro átomo de 
hidrógeno, el resultado sería una molécula de este elemento, H: H, en que 
cada átomo podría reclamar el par y de ahí poseer la estructura del helio. La 
formación de una molécula tal como CH4 tiene lugar al compartir electrones 
entre el hidrógeno y el carbono de la manera siguiente 
 
 
 
Aquí cada hidrógeno adquiere la configuración del gas raro helio al compartir 
electrones, mientras que el carbono siendo capaz de compartir los propios, 
adquiere la configuración del neón. En todos estos repartos cada par de 
electrones corresponde a un enlace de valencia sencilla. Para diferenciar 
este tipo de combinación de la unión electrovalente se emplea los términos 
covalencia y enlace covalente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
El enlace en algunas moléculas poliatómicas 
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Las moléculas diatómicas son lineales forzosamente. Pero la poliatómicas 
puede ser lineales, como N2O y CO2, o no lineales, como el H2O, H2S y NH3. 
Para las primeras moléculas el ángulo entre los dos enlaces es de 180°, 
mientras que para el último dicho ángulo es menor de 180°, pero definido aún 
para una molécula dada. La formación de estas moléculas es explicable en 
función de términos análogos a los usados en las moléculas diatómicas. 
 
Consideremos primero la formación de la molécula de agua. La configuración 
del átomo de oxígeno es 1s2 2s2 2p4, donde la distribución de los electrones 
p es 2pz2 2px1 2py1. Olvidando todos los orbitales atómicos llenos, tenemos 
disponibles para el enlace los 2px y 2py como lo muestra la figura, cada uno 
de estos orbitales atómicos puede interactuar con un orbital 1s del átomo de 
hidrógeno para formar uno molecular sigma (σ) que contiene dos electrones 
 
 
 
El resultado es así la aparición de dos enlaces O – H con un ángulo de 90° 
entre ellos. El ángulo de enlace observado en el agua es de 104,45°. Parte 
de este ensanchamiento se explica por la electronegatividad del oxígeno que 
es mayor a la del hidrógeno. Como resultado los átomos de hidrógeno 
desarrollan una carga positiva que conduce a la repulsión entre ellos y a un 
incremento en el ángulo de enlace. 
 
La situación en el H2S es análoga a la del agua, excepto que los orbitales del 
azufre comprendidos en la formación de los dos enlaces S – H son 3px y 3py. 
El ángulo observado entre los enlaces es 92,2°, que está muy próximo al de 
90° que cabe esperar. 
 
Un razonamiento similar explica también la formación de la molécula de NH3. 
El nitrógeno atómico tiene 3 electrones externos 2p, sin acoplar, dado así la 
configuración 2px 2py 2pz. Los orbitales de estos electrones interactúan con 
los 1s en los 3 átomos de hidrógeno para formar los enlaces sigma (σ) que 
corresponden a los tres enlaces N – H. puesto que los diversos orbitales p 
están orientados entre sí a 90° este debería ser también el ángulo entre los 
enlaces N – H. En este caso el valor observado es de 107,3°. Aquí también 
parte del incremento angular se explica por la repulsión entre los átomos de 
hidrógeno que resulta de la diferencia de electronegatividad del nitrógeno e 
hidrógeno. 
 
La formación del N2O se visualiza como una adición de un átomo de oxígeno 
al N≡N. En cada N2 hay todavía dos electrones 2s sin reaccionar. Si uno de 
estos átomos tiene el spin de los electrones 2s2 sin acoplar y uno de los 
electrones se mueve hacia el orbital p, los orbitales que resultan s y p pueden 
interactuar con los 2p del oxígeno para formar un enlace doble. Así 
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obtenemos N≡N=O. Análogamente el desacoplamiento de los electrones 2s 
en el carbono dan un orbital s y tres p. la interacción de estos cuatro orbitales 
con otros cuatro p disponibles en los dos átomos de oxígeno nos lleva a la 
formación de una molécula de CO2 lineal cuya estructura es O=C=O. Pero, 
como veremos, tales estructuras estáticas para estas moléculas no explican 
todas sus propiedades. 
 
Hibridación de los orbitales atómicos 
 
La evidencia espectroscópica señala que el carbono atómico con un estado 
electrónico básico 1s2 2s2 2p2 tiene dos electrones desapareados.Por tanto, 
debería ser divalente. Pero en el COCℓ2, CCℓ4 y en los compuestos de 
carbono orgánicos es tetravalente. 
 
Además, los químicos orgánicos han establecido sin dejar la menor duda que 
en los compuestos saturados las cuatro valencias del carbono son idénticas, 
y que están orientados tetraédricamente en el espacio con ángulo de enlace 
de 109,47°. 
 
El carbono se hace tetravalente al desacoplar los dos electrones 2s y 
promoviendo uno de ellos hacia el orbital desocupado p. este proceso exigiría 
una energía de unas 65 kilocalorías por átomo gramo, pero esta energía se 
recupera ampliamente cuando el átomo lleva a cabo una reacción. Tal 
despareado y promoción no resuelve el problema porque, de los cuatro 
orbitales 2s2 2px 2py 2pz, solo los tres p serian idénticos. 
 
Pauling y Slater mostraron que este dilema se resuelve por la hibridación 
de los orbitales atómicos. En este proceso los orbitales atómicos de 
diferentes tipos se mezclan (combinan) de acuerdo con las exigencias de la 
mecánica cuántica para producir el mismo número de idénticos orbitales 
híbridos. Ahora estamos interesados en la combinación de un orbital s y tres 
p, o en la hibridación sp3 
 
Supongamos que se comienza por postular que los cuatro orbitales en el 
carbono pueden hibridizarse para dar las cuatro funciones de onda, donde s, 
px, py, pz representan las funciones de onda para los electrones respectivos. 
Se colocan en ecuaciones y se soluciona. Estas ecuaciones dan cuatro 
orbitales idénticos dirigidos hacia las esquinas de un tetraedro. En 
consecuencia, la hibridación sp3 de los cuatro orbitales del carbono confirma 
la identidad entre los enlaces de los cuatro carbonos en los compuestos tales 
como el metano, tetracloruro de carbono, o etano, así como su disposición 
tetraédrica en el espacio. 
 
 
 
 
 
 
 
Hibridación sp2 
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La hibridación sp3 no explica la formación o comportamiento de los enlaces 
dobles en los hidrocarburos olefinicos como en el caso del eteno. Para este 
debemos postular la hibridación sp2 del orbital s con los px y py en el carbono. 
El orbital pz se deja sin hibridizar. Mediante un razonamiento análogo al 
anterior, es posible obtener 3 orbitales híbridos idénticos. 
 
Estos orbitales quedan en el plano xy en ángulos de 120°. Los lazos del 
orbital pz se proyectan por encima y debajo del plano, como nos lo muestra 
la figura (a) 
 
 
 
 
Cuando dos de tales átomos de carbono se combinan junto con cuatro 
hidrógenos para formar etileno, los hidrógenos se enlazan a los orbitales b y 
c en el plano, mientras que los orbitales a de los dos átomos de carbono se 
combinan para formar un enlace sigma (σ) a lo largo de la línea C – C de la 
figura b. el segundo enlace C – C está formado de los orbitales pz de los dos 
átomos y es por lo tanto un enlace tipo pi (π), como se muestra “ ” 
que quedan por encima y debajo del plano xy. 
 
Como la energía del enlace σ es mayor que la del π, se cree que es este 
último el que se abre cuando los compuestos olefinicos llevan a cabo una 
reacción en el enlace doble. 
 
Hibridación sp 
 
La molécula de acetileno, C2H2 es lineal y contiene un enlace triple. Su 
formación se explica por la hibridación de los orbitales s y px en el carbono 
para obtener dos híbridos. Estos orbitales son idénticos y lineales, pero se 
encaran en direcciones opuestas, esto es, el ángulo entre ellos es de 180°. 
Cuando dos átomos de carbono con tal hibridación se combinan junto con 
dos hidrógenos, obtenemos un enlace σ para la unión de un hibrido en cada 
átomo de carbono. Al mismo tiempo los hidrógenos se enlazan a los orbitales 
híbridos cuya cara va hacia afuera. Los dos enlaces restantes entre los 
carbonos resultan de la formación de los dos orbitales π por combinación de 
los py y pz sin hibridizar correspondientes a cada carbono. Obtenemos así 
una molécula lineal que contiene un enlace triple constituido de un orbital σ y 
otros dos π. 
 
El modelo RPECV 
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El modelo de repulsión de pares de electrones de capa de valencia, de la 
geometría molecular es una simple extensión de las ideas de Lewis y ha 
tenido un sorprendente éxito para predecir las formas de las moléculas 
poliatómicas. La teoría se basa en planteamientos hechos por Nevil Sidgwick 
y Herbert Powell en la década de 1940; posteriormente, Ronald Gillespie y 
Ronald Nyholm la ampliaron y ubicaron en un contexto más moderno. 
 
En el modelo RPECV, las regiones de densidad electrónica acrecentada se 
apartan lo más posible y la forma de la molécula se identifica cuando se 
considera a la ubicación de los átomos en la estructura resultante. 
 
La primera suposición del modelo RPECV es que las regiones de densidad 
electrónica prominente, esto es, los pares de electrones no compartidos y las 
concentraciones de electrones asociadas a los enlaces, se van a ubicar lo 
más lejos posibles de modo que las repulsiones entre ellas se minimicen. Por 
ejemplo, cuatro de tales regiones de densidad electrónica se dirigen hacia los 
vértices de un tetraedro regular, cinco de ellas caerán en las esquinas de una 
bipirámide trigonal y así sucesivamente. 
 
 
 
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Si bien la disposición de las regiones de elevada densidad electrónica – tanto 
las regiones de enlace como las asociadas a los pares no compartidos – rige 
la forma de la molécula, el nombre de la forma es determinado por el arreglo 
de los átomos, no por el arreglo de las regiones de densidad electrónica. Por 
ejemplo, la molécula de NH3 tiene cuatro pares de electrones dispuestos en 
forma tetraédrica, pero como uno de ellos corresponde con un par no 
compartido la propia molécula se clasifica como piramidal trigonal. El ápice 
de la pirámide está ocupado por el par no compartido. De manera similar, el 
H2O tiene un arreglo tetraédrico para sus pares electrónicos, pero, dado que 
dos de ellos corresponden con pares no compartidos, la molécula se clasifica 
como angular. 
 
Con el fin de aplicar de manera sistemática el modelo RPECV, primero se 
escribe la estructura de Lewis para la molécula o ion y se identifica al átomo 
central. A continuación, se cuenta el número de átomos y pares no 
compartidos de que dispone ese átomo, ya que cada átomo (enlazado de 
manera sencilla o múltiple con el átomo central) y cada par solitario cuentan 
como una región de alta densidad electrónica. A fin de lograr la energía más 
baja, estas regiones se posicionan lo más lejos posible, y así consultando la 
tabla es posible identificar la forma básica que se adopta. Finalmente, se nota 
que ubicaciones corresponden a átomos e identificamos de la tabla la forma 
de la molécula. De esta manera se predice (y se encuentra) que una molécula 
de SF6, con seis enlaces sencillos alrededor del átomo de azufre (S) central, 
será octaédrica y se predice (y encuentra) también que una molécula de PCℓ5, 
con cinco enlaces sencillos y, por consiguiente, cinco regiones de densidad 
electrónica alrededor del átomo central es bipiramidal trigonal. 
 
Propiedades atómicas y enlaces químicos. 
 
Antes de examinar los tipos de enlace químico, deberíamos preguntarnos, 
porque los átomos se enlazan entre sí. En términos generales, lo hacen por 
una razón decisiva: la formación de enlace reduce la energía potencial entre 
partículas positivas y negativas, ya sea que estas partículas sean iones de 
carga opuesta o núcleos atómicos y los electrones entre ellos. De la misma 
manera que la configuración electrónica y la fuerza de la atracción núcleo-
electrón determinan las propiedades de un átomo, el tipo y fuerza de los 
enlaces químicos establecen las propiedades de una sustancia. 
 
Tipos de enlaces químicos 
 
A nivel atómico, distinguimos a un metal de un no metal con base en las 
diversas propiedades que se correlacionan con su posición en la tabla 
periódica. Recuerde que las propiedades metálicas generalmente 
disminuyen a lo largo de un periodoy aumentan hacia abajo en un grupo.
 Como un primer paso, para apreciar la importancia del enlace, 
clasifiquemos los tipos de enlace que resultan de las tres combinaciones de 
los dos tipos de átomos, metal con no-metal, no-metal con no-metal, y 
metal con metal: 
 
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1. Transferencia electrónica y enlace químico. El enlace iónico se 
observa típicamente entre átomos con grandes diferencias en su 
tendencia a perder o ganar electrones. Tales diferencias se observan 
entre metales reactivos [grupos IA (1) y IIA (2)] y no metales [grupos VIIA 
(17) y la parte superior del VIA (16)]. El átomo metálico (baja energía de 
ionización E.I.) pierde uno o dos de sus electrones de valencia, mientras 
que el átomo no metálico (afinidad electrónica A.E. alta y negativa) gana 
electrones. Se lleva a cabo la transferencia electrónica del metal al no-
metal, y cada átomo forma un ion con la configuración de un gas noble. 
La atracción electrostática entre estos iones positivos y negativos los lleva 
a formar el arreglo tridimensional de un sólido iónico, cuya fórmula 
química representa la proporción catión a anión (fórmula empírica). 
 
2. Compartición de electrones y el enlace covalente. Cuando 
existe una pequeña diferencia entre dos átomos con respecto a su 
tendencia a perder o ganar electrones, observamos una compartición de 
electrones y al enlace covalente. Este tipo de enlace es más 
importante entre átomos no metálicos. Cada átomo no metálico atrae 
fuertemente a sus electrones (energía de ionización E.I. alta) y tiende 
también a atraer a otros. La atracción de cada núcleo por los electrones 
de valencia del otro es lo que hace que los átomos se unan. Se 
considera que un par compartidos de electrones está localizado entre los 
dos átomos porque pasa allí la mayor parte del tiempo, uniéndoles en un 
enlace covalente de longitud y fuerza dadas. En la mayoría de los 
casos, se generan moléculas separadas cuando se forman enlaces 
covalentes, y la fórmula química refleja el número real de átomos en la 
molécula (fórmula molecular). 
 
Gran parte de la química inorgánica depende de la relación que existe 
entre las propiedades químicas de los compuestos y sus estructuras 
electrónicas. El análisis más elemental del enlace covalente se hace en 
términos de los pares compartidos de electrones. Tal enfoque fue 
planteado por G.N. Lewis en 1916 a partir de ese momento nuestra 
comprensión del enlace se ha enriquecido de modo considerable desde 
el punto de vista tanto experimental como teórico. 
 
La regla del octeto 
 
Los átomos comparten pares de electrones hasta que hayan adquirido un 
octeto de electrones de valencia. 
 
Lewis encontró que podía explicar la existencia de una amplia gama de 
moléculas mediante la regla del octeto: 
 
Cada átomo comparte electrones con átomos vecinos hasta alcanzar un 
total de ocho electrones de valencia (un “octeto”) 
 
Se logra una configuración de gas noble de capa cerrada cuando ocho 
electrones ocupan los subniveles s y p de la capa de valencia. Una 
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excepción es el átomo de hidrógeno, que llena su capa de valencia, el 
orbital 1s, con dos electrones (un “dueto”) 
 
La regla del octeto proporciona una manera sencilla de construir la 
estructura de Lewis, un diagrama que muestra el patrón de enlaces y los 
pares no compartidos en una molécula. En la mayoría de los casos se 
puede construir una estructura de Lewis en tres pasos: 
 
1. Se decide la cantidad de electrones que han de incluirse en la 
estructura sumando los números de todos los electrones de valencia 
proporcionados por los átomos. 
 
 Cada átomo proporciona todos sus electrones de valencia (así el 
hidrógeno da un electrón y el oxígeno, con la configuración [He] 
2s22p4, proporciona 6). Cada una de las cargas negativas de un ion 
corresponde a un electrón adicional y cada una de las cargas positivas 
corresponde a un electrón menos. 
 
2. Se escriben los símbolos químicos de los átomos en el arreglo que 
muestre que átomos están enlazados. 
 En la mayoría de los casos se conoce el arreglo o se puede hacer una 
suposición documentada. 
 El elemento menos electronegativo suele ser el átomo central de una 
molécula, como en CO2 y (SO4)2- , pero hay un sin número de 
excepciones muy conocidas (entre ellas H2O y NH3). 
 
3. Se distribuyen los electrones en pares de modo que haya un par de 
electrones que formen un enlace simple entre cada par de átomos 
enlazados, y luego se proporcionan pares de electrones (para 
constituir pares no compartidos o enlaces múltiples) hasta que cada 
átomo tenga un octeto. 
 Cada uno de los pares de enlace (:) se representa entonces con una 
sola línea (-). Se supone que la carga neta de un ion poliatómico es 
poseída por ion como un todo, no por un átomo individual en lo 
particular. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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ENLACES QUÍMICOS 
Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos que forman una sustancia 
(elemento o compuesto). Ocurre con la participación de los electrones de los 
niveles o capas más externas. 
 
CLASIFICACIÓN DE ENLACES QUÍMICOS 
• Enlace iónico o Electrovalente o electrostático 
• Enlace Covalente 
• Según su polaridad: apolar o polar. 
• Según la procedencia de los electrones: coordinado (dativo). 
• Según el número de electrones compartidos: simple y múltiple. 
• Enlace Metálico 
 
Cuando las moléculas (sustancias cuyos átomos están unidos mediante enlace 
covalente) se unen para formar los agregados moleculares que podemos 
distinguir con la ayuda de nuestros sentidos se manifiestan las denominadas 
fuerzas intermoleculares. Estos pueden ser: fuerzas dipolo-dipolo; “puente de 
hidrógeno”; fuerzas de London. 
 
EL ENLACE IÓNICO 
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas 
eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de 
elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. 
Para que ocurra es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones 
y el otro perderlo. Este tipo de enlace se suele producir entre un no metal 
(electronegativo) y un metal (electropositivo). 
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. Para su 
formación previamente tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de 
sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos 
después del proceso de ionización son muy importantes, ya que los dos han 
conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, 
ganando los átomos en estabilidad. El ion sodio tiene ocho electrones en su capa 
más externa, mientras que el ion cloruro también. Ambos cumplen con la “Regla 
del Octeto” 
Estos iones se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas fuertes llamadas 
enlaces iónicos. 
 
 
 
 ENK= 0,80 - ENBr= 2,80 → EN= 2,00 
 
 
 
 
 
 
 
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I. EL ENLACE COVALENTE 
Consiste en la fuerza de atracción eléctrica que se da entre dos átomos cuando 
comparten sus nubes electrónicas. Para ello es necesario que ambas tengan 
similares electronegatividades. Los elementos que tienen elevadas 
electronegatividades son los elementos no metálicos (H, C, N, P, O, S, Se, F. Cℓ, 
Br, I). En la mayoría de los casos los elementos que establecen enlace covalente 
cumplen con la “Regla del Octeto”; sin embargo, se conocen excepciones. 
 
ESTRUCTURAS DE LEWIS, “REGLA DEL OCTETO” 
Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para explicar el 
enlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una descripción más 
fácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de Lewis 
El par de electrones de enlace se representa mediante un par de puntos o aspas 
(x) o mediante una línea. 
 
EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETO 
La regla del octeto se aplica sobre todo a elementos del segundo período. Sin 
embargo, en elementos pertenecientes al tercer períodoen adelante puede 
producirse una "expansión del octeto". Esto es debido a que pueden ser 
utilizados en el enlace los subniveles d. 
 
 
 
 
 
Ejemplo: 
PCℓ5 En esta molécula cada uno de los 5 electrones del P se une covalentemente 
a un átomo de Cℓ. En consecuencia, 10 electrones rodearán al átomo central, 
pero se cumple el octeto para el cloro. 
BF3 En esta molécula, sólo 6 electrones rodean al B, aunque los átomos de F 
cumplen el octeto. 
NO, En esta molécula 7 electrones rodean al N. Es una molécula con número 
impar de electrones, y como se requiere un número par de electrones para 
completar 8, en estos casos nunca se puede satisfacer la regla del octeto. 
A los átomos que adquieren más de ocho electrones, se dice que tienen “Octeto 
Expandido” 
 
 
 
 
 
 
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Según su polaridad: apolar o polar. 
 
Enlace Covalente Apolar 
El enlace covalente apolar, se presenta en elementos de igual 
electronegatividad. En este caso los electrones están igualmente compartidos 
por los dos átomos. Como ejemplo se encuentran: H2, Cℓ2, O2, N2, F2 y otras 
moléculas diatómicas. Estas moléculas son de carácter no polar; no hay 
formación de dipolos. 
 
Enlace covalente polar, se presenta entre átomos de diferente 
electronegatividad, el enlace resultante es polar. Como ejemplo se puede 
mencionar el enlace entre el carbono y el oxígeno para formar el monóxido de 
carbono. El carbono y el oxígeno presentan diferente electronegatividad la cual 
no es marcada ya que ambos son no metales, esto permite que se forme un 
enlace covalente polar. 
El compartir electrones en un enlace covalente no es siempre 
igual. En un enlace covalente, los átomos como el oxígeno 
contienen una alta carga de densidad negativa comparada 
con los otros átomos no metálicos. Como resultado, la 
distribución electrónica es asimétrica, o polar. Esta asimetría 
produce leves cargas negativas y positivas en diferentes 
regiones de la molécula, representado por el símbolo griego 
, para cargas parciales 
 
SEGÚN LA PROCEDENCIA DE LOS ELECTRONES: NORMAL O DATIVO. 
Enlace covalente normal: se refiere a aquellos enlaces ya sea simples, dobles 
o triples donde cada uno de los átomos enlazados aportan un electrón para 
formar el enlace covalente. Y se representa mediante guiones (-) 
Enlace covalente coordinado o dativo: es un enlace covalente donde un solo 
átomo es el que aporta el par de electrones necesarios para formar el enlace. 
Suele representarse con una flecha → 
 
 
 
 
 
 
 
 
Covalentes normales Covalente dativo 
 
 
 
 
 
 
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SEGÚN EL NÚMERO DE ELECTRONES COMPARTIDOS: SIMPLE Y 
MÚLTIPLE. 
Enlace covalente simple: se produce cuando los dos elementos (iguales o 
diferentes) comparten sólo dos electrones. 
Enlace covalente múltiple: se produce cuando los dos átomos (iguales o 
diferentes comparten por lo menos cuatro o seis electrones. 
 
ENLACE METÁLICO. 
El enlace metálico es el que mantiene unido a los átomos de los metales entre 
sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce 
estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales muy compactas. 
 
FUERZAS INTERMOLECULARES 
Muchas propiedades de los líquidos, incluido su punto de ebullición, reflejan la 
intensidad de las fuerzas intermoleculares. Un líquido hierve cuando burbujas de 
vapor se forman dentro del líquido. Las moléculas de un líquido deben vencer 
sus fuerzas de atracción para separarse y formar la fase vapor. Cuanto más 
intensas son las fuerzas de atracción, más alta es la temperatura de ebullición. 
Asimismo, el punto de fusión de un sólido se incrementa al elevarse la intensidad 
de las fuerzas intermoleculares. 
Se sabe que existen tres tipos de fuerzas de atracción entre moléculas 
neutras: fuerzas de dispersión de London, interacciones dipolo-dipolo, 
y fuerza puente de hidrógeno. 
 
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS 
Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes 
cristalinas, por tanto, son sólidas. 
Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición 
altos. 
Son solubles en disolventes polares como el agua. 
Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta. 
 
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES 
Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso, 
aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto, sus puntos de fusión y 
ebullición no son elevados. 
La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes apolares, y nula 
su capacidad conductora de la electricidad. 
Los sólidos covalentes macromoleculares, forman una red covalente, tienen 
altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general 
insolubles. 
Los compuestos apolares son poco solubles en agua y disolventes polares 
(alcoholes, ácidos orgánicos...) puesto que las moléculas de agua se atraen 
entre sí y no con las de sólido o líquido, y en cambio son solubles en disolventes 
apolares (CCℓ4, éter, benceno, ...). Las moléculas polares son generalmente 
líquidos y algunos sólidos (líquidos como los alcoholes, el agua, sólidos como 
los azúcares, grasas, ...). 
Cuanto más polares mayores puntos de ebullición o fusión. Todos son malos 
conductores del calor y la electricidad (los electrones están sujetos en el 
enlace). 
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PROPIEDADES DE LOS METALES 
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de 
fusión y ebullición varían notablemente. 
Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. 
Presentan brillo metálico. 
Son dúctiles y maleables. 
Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor. 
 
* Los compuestos iónicos forman redes gigantes, las cuales dan lugar a las 
sustancias que vemos (NaCℓ, CaCℓ2, NaOH, ...) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SEMANA 5 
ENLACE QUÍMICO 
 
I. CONCEPTOS BÁSICOS 
 
1. DEFINICIÓN 
Es el conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos o iones con la 
finalidad de alcanzar la máxima estabilidad y la mínima energía posible. 
Es la fuerza química que mantiene unidos a los átomos de una sustancia, las 
que resultan siendo generalmente fuertes atracciones eléctricas entre los 
núcleos de los átomos y los electrones de enlace. 
Un enlace químico se produce entre dos átomos o grupo de átomos cuando 
las fuerzas que actúan entre ellos conducen a la formación de un agregado 
con suficiente estabilidad como para considerarlo una especie química 
independiente con características propias y diferentes a las especies 
formadoras. 
 
Dónde: E = elemento (en * se excluye al Helio) 
 
3. ELECTRONES DE VALENCIA. 
Electrones del mayor nivel de energía para elementos representativos. 
 
4. REGLA DEL OCTETO 
 
Generalmente los átomos al enlazarse poseen 8 electrones en la capa 
externa. 
 
 
 
 
 
 
 
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5. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO 
 
A. ENLACE IÓNICO 
 
Generalmente es la unión entre un metal y un no metal que se establece por 
transferencia de electrones. Ejemplo: 
Cloruro de sodio (NaC) 
 
Propiedades generales de los compuestos iónicos 
• Son sólidos a temperaturas ambientales. 
• Poseen alta temperatura de fusión. 
• La mayoría son solubles en agua. 
• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero si lo hacen cuando 
están fundidos o disueltos en agua. 
 
B. ENLACE COVALENTE 
Generalmente es la unión entre un no metal y otro no metal, que se establece 
por compartición de electrones. Se clasifican: 
 
B.1. SEGÚN SU POLARIDAD 
 
- ENLACE COVALENTE APOLAR. Es cuando los electrones enlazantes son 
compartidos en forma equitativa por los átomos. Se denomina también enlace 
covalente puro. 
 En forma práctica: 
Ejemplo: Hidrógeno (H2) 
 
 E.N. = 0 
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- ENLACE COVALENTE POLAR. Es cuando loselectrones no son 
compartidos en forma equitativa por los átomos. De éste modo los átomos 
adquieren cargas parciales de signo opuestos. 
 
 
 
B.2.SEGÚN LA FORMA CÓMO COMPARTEN SUS ELECTRONES 
 
 
 
 
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C. ENLACE METÁLICO 
Los electrones de valencia se desprenden de sus átomos y quedan libres para 
moverse y desplazarse por toda la red cristalina en forma caótica o al azar 
formando un “gas electrónico” o “mar de electrones” (modelo del mar de 
electrones). 
 
II. POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS 
 
Molécula apolar. - Es aquella en la cual los átomos que rodean al átomo 
central se disponen en el espacio simétricamente, por lo cual el centro de 
cargas positivas y negativas coincide en un punto. Ejemplo: Tricloruro de 
aluminio (AℓCℓ3) 
 
 
Molécula polar. - Es aquella en la cual los átomos que rodean al átomo 
central se disponen asimétricamente, por lo cual la molécula presenta dos 
polos de signo opuesto (dipolo). En las moléculas polares, el átomo central 
posee electrones libres Ejemplo: Agua (H2O) 
 
 
 
 
 
 
 
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III. FUERZAS INTERMOLECULARES 
 
Agrupa a aquel conjunto de fuerzas de naturaleza eléctrica que son los 
responsables sobre todo de justificar las propiedades macroscópicas de las 
sustancias, tales como punto de fusión, de ebullición, solubilidades, etc. Por 
lo general estas fuerzas son mucho más débiles que los enlaces químicos. 
 
- FUERZA DIPOLO DIPOLO. Son fuerzas que actúan entre moléculas polares; 
es decir, moléculas con dipolo permanente. Su origen es electrostático. 
Ejemplo: Entre moléculas de HBr 
 
 
 
- FUERZA PUENTE DE HIDRÓGENO (FPH). Es un tipo de fuerza especial de 
interacción dipolo – dipolo entre el hidrógeno y los átomos muy 
electronegativos como el F, O y N. Es la fuerza intermolecular más fuerte. 
Ejemplo: Entre 3 moléculas de HF 
 
 
 
 
 
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FUERZAS DE LONDON. Son fuerzas débiles que permiten la unión de 
moléculas apolares y polares. Esta atracción es única en las moléculas 
apolares y se produce debido a la aparición de dipolos instantáneos e 
inducidos