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ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
NaCl 
Grafito: láminas 
de átomos de 
carbono
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Se denomina enlace químico al 
conjunto de fuerzas que mantienen 
unidos los átomos cuando forman 
moléculas o cristales, así como las 
fuerzas que mantienen unidas las 
moléculas cuando se presentan en 
estado sólido o líquido
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Energía y distancia de enlace
Diagrama de energía frente a distancia interatómica
● Los átomos, 
moléculas e iones y 
se unen entre sí para 
tener la mínima 
energía, lo que 
equivale a decir de 
máxima estabilidad.
● Se unen utilizando los 
electrones más 
externos (de 
valencia).
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Electronegatividad y tipo de enlace
Electronegati-
vidad
Tipo de 
enlace
Tiene lugar 
entre
Ejemplos
Muy diferentes Iónico Metal y no metal NaCl
Ambas altas y 
similares Covalente
No metales 
entre sí
H
2
O
Ambas bajas y 
similares Metálico Metales entre sí Fe (s)
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Representación de Lewis
A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de 
los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los 
átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de 
valencia igual a la 
del gas noble más próximo 
REGLA DEL OCTETO
http://www.visionlearning.com/library/x_linker.php?moid=2078
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Enlace iónico
+ -
Electronegatividad del Na= 0,9
Electronegatividad del Cl = 3,0
El enlace iónico se produce cuando se combinan átomos con 
electronegatividades muy diferentes. El más electronegativo 
formará aniones y el menos electronegativo cationes. El enlace se 
produce por la atracción electrostática entre los iones que tienen 
cargas de distinto signo
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Ciclos de Born-Haber
½ Cl2 (g) + Na (s) NaCl (s)
∆Hf = –411,1 kJ)
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Ciclos de Born-Haber
½ Cl2 (g) + Na (s) NaCl (s)
∆Hf = –411,1 kJ)
Cl (g)
½
 ∆H
dis = +121,3 kJ)
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Ciclos de Born-Haber
½ Cl2 (g) + Na (s) NaCl (s)
∆Hf = –411,1 kJ)
Cl (g)
½
 ∆H
dis = +121,3 kJ)
Cl– (g) 
ΔHAE = –348,8 kJ
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Ciclos de Born-Haber
½ Cl2 (g) + Na (s) NaCl (s)
∆Hf = –411,1 kJ)
Cl (g)
½
 ∆H
dis = +121,3 kJ)
Cl– (g) 
ΔHAE = –348,8 kJ
Na (g) 
∆H
su bl = +107,8 kJ
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Ciclos de Born-Haber
½ Cl2 (g) + Na (s) NaCl (s)
∆Hf = –411,1 kJ)
Cl (g)
½
 ∆H
dis = +121,3 kJ)
Cl– (g) 
ΔHAE = –348,8 kJ
Na+ (g) 
ΔHEI = +495,4 kJ
Na (g) 
∆H
su bl = +107,8 kJ
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Ciclos de Born-Haber
½ Cl2 (g) + Na (s) NaCl (s)
∆Hf = –411,1 kJ)
Cl (g)
½
 ∆H
dis = +121,3 kJ)
Cl– (g) 
ΔHAE = –348,8 kJ
Na+ (g) 
ΔHEI = +495,4 kJ
Na (g) 
∆H
su bl = +107,8 kJ
∆H= ?
+
 
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Ciclos de Born-Haber
Aplicando la ley de Hess
∆Hu = ∆Hf – (∆Hsubl + ½ ∆Hdis + AHAE + AHEI)
∆∆HH= –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) =
 ––786’8 kJ786’8 kJ
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Ciclos de Born-Haber
½ Cl2 (g) + Na (s) NaCl (s)
∆Hf = –411,1 kJ)
Cl (g)
½
 ∆H
dis = +121,3 kJ)
Cl– (g) 
ΔHAE = –348,8 kJ
Na+ (g) 
ΔHEI = +495,4 kJ
Na (g) 
∆H
su bl = +107,8 kJ
∆HU= –786’8 kJ–786’8 kJ
+
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos (∆Hu o U)
● Es la cantidad de energía desprendida en la 
formación de un mol de compuesto iónico sólido a 
partir de sus iones en estado gaseoso. 
● Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la Er 
corresponde a la reacción:
Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hu < 0) 
● Es difícil de calcular por lo que se recurre a 
métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo 
que se conoce como ciclo de Born y Haber.
 
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Redes cristalinas
La forma en la que se disponen los iones en la red cristalina iónica depende de la 
proporción de iones y cationes y de sus respectivos tamaños
Para una estequiometría 1:1
r
C
/r
A
 > 0,732
Cúbica centrada 
en el cuerpo
CsCl
r
C
/r
A
 > 0,73-0,41
Cúbica centrada en 
las caras
NaCl
r
C
/r
A
 > 0,41-0,25
Tetraédrica
ZnS
 
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Propiedades de los compuestos iónicos
Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto 
mayor ∆HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red 
cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones 
electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a 
temperatura ambiente.
Son solubles en disolventes polares como el agua (tanto más 
cuanto menor ∆HU) e insolubles en disolventes apolares.
Presentan conductividad electrolítica a la corriente eléctrica 
en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no 
conducen la electricidad.
Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y quebradizos 
(se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas).
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Propiedades de los compuestos iónicos
Solubilidad de un cristal iónico
 
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Son frágiles
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
....pero duros
 
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EL ENLACE COVALENTE
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
EL ENLACE COVALENTE
El enlace covalente se establece cuando se combinan 
elementos con electronegatividades altas y parecidas. El enlace 
se produce porque los átomos comparten electrones de su capa 
de valencia
 
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EL ENLACE COVALENTE
Covalente polar
Covalente apolar
Covalentes 
moleculares
SólidosCovalentes 
DdE< 0,4
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente
Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo 
electrones hasta conseguir completar la 
última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir 
conseguir la configuración de gas noble: s2p6 
Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos 
(representado con una línea entre los at. unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)
H H O O N N
 
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Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden 
ser:
Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el 
enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo
No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, 
produciendo un enlace o molécula sin dipolo. 
Enlaces covalentes polares 
H F H F
δ + δ −
Enlaces covalentes no polares 
H-H
 F-F
El grado de polaridad de un enlace covalente está 
relacionado con la diferencia de electronegatividad de los 
átomos unidos.
POLARIDAD 
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
POLARIDAD 
H H
El valor del momento dipolar viene dado por: =Qiónica .r
En el sistema internacional el momento dipolar se mide en Cm aunque también 
se utiliza el debye (D). 1 D= 3,338X10-30 C.m
La polaridad de una molécula viene determinada por su momento dipolar que es 
la suma vectorial de todos los momentos dipolares de todos sus enlaces
= enlace
 
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Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
2- La geometría molecular
CO2
Cada dipolo C-O se anula 
porque la molecula es lineal
Los dipolos H-O no se anulan 
porque la molecula no es 
lineal, sino bent.
H2O
 
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Si hay pares de no 
enlace la molécula es 
polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. 
Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del 
átomo central.
 
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SÓLIDOS COVALENTES
Hibridación sp3
diamante
 
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SÓLIDOS COVALENTES
silice
 
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SÓLIDOS COVALENTES
Hibridación sp2
grafito
 
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Sólidos covalentes:
● Losenlaces se dan a lo 
largo de todo el cristal.
● Gran dureza y P.F alto. 
● Son sólidos. 
● Insolubles en todo tipo 
de disolvente.
● Malos conductores.
● El grafito que forma 
estructura por capas le 
hace más blando y 
conductor.
Sust. moleculares:
● Están formados por moléculas 
aisladas.
● P.F. y P. E. bajos (gases).
● Son blandos. 
● Solubles en disolventes 
moleculares.
● Malos conductores.
● Las sustancias polares son 
solubles en disolventes 
polares y tienen mayores P.F y 
P.E.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
EL ENLACE METÁLICO
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
MODELO DEL MAR DE ELECTRONES
Los átomos metálicos tienen 
por lo menos un electrón de 
valencia, pero no comparten los 
electrones con átomos vecinos 
ni pierden electrones para 
formar iones, todos los átomos 
metálicos de un sólido metálico 
ceden sus electrones de 
valencia, débilmente atraídos 
para formar un “mar de 
electrones”, los cuales se 
pueden mover fácilmente y se 
les llama electrones 
deslocalizados.
 
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
PROPIEDADES DE LOS METALES
Son maleables y dúctiles, (excepto Hg.), debido a que la distribución de 
cargas es mas o menos uniforme, al desplazarse los iones positivos no 
producen grandes fuerzas repulsivas, ya que la nube de electrones produce 
una amortiguación de la interacción entre los iones positivos.
 
 
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PROPIEDADES DE LOS METALES
Son buenos conductores de la electricidad y del calor, debido a la facilidad 
de movimiento que tienen sus electrones.
Tienen brillo: La incidencia de luz sobre la superficie del metal, provoca que los 
electrones libres del metal vibren en una frecuencia idéntica a la luz incidente, la 
cual provoca la emisión de ondas electromagnéticas de la misma frecuencia
Son insolubles en agua y en disolventes orgánicos.
Sólidas a temperatura ambiente excepto el mercurio.
La mayoría tiene altos puntos de fusión y ebullición
 
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FUERZAS INTERMOLECULARES
 
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Enlace o puente de Hidrógeno. 
● Es relativamente fuerte y precisa de:
● Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.
● El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube 
de e– del otro átomo.
● Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.
 
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Estructura del hielo
 
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Fuerzas de Van der Waals.
Fuerzas dipolo-dipolo: Fuerzas ión-dipolo: 
Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Fuerzasión-dipolo inducido: 
 
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Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). Son muy 
débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas.
Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido: 
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