apuntes enlace quimico 2

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EL ENLACE QUÍMICO 
 
CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO 
Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de 
mínima energía , lo que equivale a decir de máxima estabilidad. 
 
Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los 
responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias 
químicas. 
 
Se denomina enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos 
cuando estos forma moléculas o cristales, así como a las fuerzas que mantienen unidas a las 
moléculas en estado sólido o líquido. 
 
Es importante comentar que para que un determinado enlace se forme, tiene que haber 
necesariamente un desprendimiento de energía, es decir, el compuesto o molécula formada 
tiene que ser más estable que los átomos de los que se parte, pues de lo contrario no se 
formará el enlace 
 
ENERGÍA Y DISTANCIA DE ENLACE 
En un enlace se establecen fuerzas de 
tipo electrostático entre los núcleos y los 
electrones de ambos átomos. 
 Para ello los átomos se acercan 
hasta una distancia de enlace en la cual 
la energía del sistema es mínima y a la 
que se consigue mayor estabilidad, se 
llama energía de enlace y se define 
como la energía necesaria para romper 1 
mol de un determinado tipo de enlace. Es 
siempre endotérmica (positiva), ya que 
siempre es necesario aportar energía 
para romper un enlace. 
 
TIPOS DE ENLACE 
 El valor de la electronegatividad determinará si uno de ellos tiene mayor o menor 
tendencia que el otro a ganar e–. 
• Enlace iónico entre metal y no metal formando iones de distinto signo. 
• Enlace covalente entre átomos de no metales que presentan los dos gran tendencia 
a atraer e–, compartirán electrones. Cuando los átomos son diferentes, el enlace es 
covalente polar. 
• Enlace metálico entre cationes metálicos unidos por e– libres de la capa de valencia. 
• Enlaces intermoleculares: 
� Fuerzas de Van de Waals 
� Enlaces de hidrógeno. 
Criterios para saber si un enlace es iónico o covalente entre familias de los elementos 
representativos: 
• Entre elementos alcalinos o alcalinotérreos y elementos no metálicos son iónicos. 
• Entre elementos no metálicos son covalentes polares . 
• Entre los átomos de un mismo elemento son covalentes 
 
TEORÍA DE LEWIS 
Facilita la representación de las fórmulas, permite saber que átomos están enlazados y 
como es el enlace entre ellos. 
No indica la geometría de la molécula . 
Se basa en las siguientes hipótesis: 
• Se representa el símbolo del elemento y se distribuyen a su alrededor los e– de la 
capa de valencia . Hasta los cuatro e– primeros se coloca uno a cada lado del 
símbolo, a partir de ahí se reparten uno a cada lado de los anteriores. 
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa (configuración del gas noble más 
próximo) ganan, pierden o comparten tantos electrones como les falten (regla del 
octeto ). 
• Si alcanzan la configuración del gas noble ganando o perdiendo e– formarán iones y 
se unirán mediante enlace iónico. 
• Si comparten e– se unirán mediante enlace covalente. 
 
ENLACE IÓNICO 
 
El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre iones 
de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de 
elevada diferencia de electronegatividad. 
 
Se da entre un metal (el menos electronegativo) que pierde uno o varios electrones y un no-
metal (el más electronegativo) que los gana, formándose iones positivos y negativos que se 
mantienen unidos por atracciones electrostáticas, constituyendo una red iónica cristalina que 
se repite en la tres direcciones del espacio, proceso en el cual se libera una gran cantidad de 
energía. 
 
Un enlace es iónico cuando la diferencia de electronegatividades entre los dos elementos 
unidos es de 1,8 en la escala de Pauling . 
 
No se forman moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los 
compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos 
existentes en la red cristalina. 
 
Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización . 
 
Se denomina electrovalencia o valencia iónica al número de electrones intercambiados por 
cada elemento en un enlace iónico para adquirir la configuración electrónica del gas noble más 
próximo. 
 
Teoría de Lewis aplicada al enlace iónico (no es ha bitual) 
• Cuando un átomo le faltan pocos e– para completar su octeto, los captará y formará 
un anión 
 .. .. 
:O : → :Ö: -2 
 .. 
• Un átomo con pocos electrones en su última capa los perderá y formará un catión 
Na .→ Na + 
• El catión y el anión resultantes se atraerán formando un enlace iónico. Los iones 
deberán incluir los electrones que poseen según su carga. 
 .. 
Na2O → Na+ :O: -2 Na+ 
 ¨ 
 
ENERGÍA RETICULAR EN LOS COMPUESTOS IÓNICOS (U O E R) 
También llamada energía de red. 
“Es la energía desprendida en la formación de un mo l de cristal iónico sólido a 
partir de sus iones componentes en estado gaseoso”. 
Por ejemplo, en el caso de la formación de NaCl, la U o Er corresponde a la reacción: 
 
 Na+ (g) + Cl – (g) → NaCl (s) (U < 0) 
 
Un compuesto será tanto más estable cuanto mayor sea U en valor absoluto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 - Haber . 
 
CICLO DE BORN – HABER 
 
Ciclo termodinámico en el que se estudian, desde el punto de vista energético, 
todos los procesos que intervienen en la formación de un mol de compuesto iónico a 
partir de los elementos que lo integran en su estad o termodinámico más estable . Las 
variaciones energéticas de todos los procesos implicados, deberán coincidir con la energía de 
la reacción directa. 
 
Ej: Ciclo Born-Haber para el NaCl 
La formación de 1 mol NaCl (s) a partir de los elementos que lo integran en su estado 
más estable [Na(s) y Cl2(g)], es un proceso exotérmico y la energía liberada se denomina 
entalpía de formación : 
 Na (s) + ½ Cl 2 (g) → NaCl (s) ∆∆∆∆Hf NaCl(s) <<<< 0 
 
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: 
 
Na(s) → Naʫ(g) ∆∆∆∆Hsubl Na >>>> 0 Sublimación del Na(s) a Na(g) , para 
obtener átomos de Na aislados 
 ½Cl2(g) → Clʫ(g) ½∆∆∆∆Hdis Cl2 >>>>0 Disociación de la molécula de Cl2(g), 
para obtener átomos de Cl aislados. 
 Clʫ(g) → Cl–ʫ(g) ∆∆∆∆HAE Cl < < < < 0 Ionización del Cl(g) a Cl
-
(g), energía 
liberada al captar 1 e– (1ª afinidad electrónica del Cl) 
 Naʫ(g) → Naʫ+(g) ∆∆∆∆HEI Na >>>> 0 Ionización del Na(g) a Na +(g), energía 
necesaria para arrancar 1 e– (1ª energía de ionización del 
Na) 
Naʫ+(g) + Cl–ʫ(g) → NaCl(s) UNaCl <<<< 0 Energía de red es la energía que se 
desprende al formar un mol de NaCl(s) a partir de los iones 
en su estado gaseoso: 
 
 
 
∆∆∆∆Hf NaCl(s) = ∆∆∆∆Hsubl Na + ½ ∆∆∆∆Hdis Cl2 + ∆∆∆∆HAE Cl+ ∆∆∆∆HEI Na+ U Na 
 
De donde puede deducirse que: 
U = ∆∆∆∆Hf NaCl(s) – (∆∆∆∆Hsubl + ½ ∆∆∆∆Hdis + ∆∆∆∆HAE + ∆∆∆∆HEI) 
 
Un esquema de todo el proceso: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na(s) + ½ Cl 2 → NaCl(s) ∆∆∆∆Hf NaCl(s) <<<< 0 
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 4 
Este sería el diagrama energético del proceso 
 
 
 
La energía reticular es el factor que posibilita los procesos que suponen la 
formación de redes iónicas cristalinas, ya que compensa sobradamente la energía 
necesaria para la formación de iones 
La energía reticular indica la estabilidad del cris tal que se forma. Muchas de 
las propiedades de los compuestos iónicos dependen de su energía de red U. Para 
fundir un compuestoiónico o para disolverlo, habrá que romper la red cristalina, cuanto 
mayor sea su U, mayor será el punto de fusión o menor será su solubilidad. 
Los factores de los que depende la energía reticular son (al ser siempre 
negativa consideraremos valores absolutos): 
• La carga de los iones, a mayor carga mayor “ U” . Así el CaO (Ca2+ y O2–) 
tendrá 0.“U” mayor que el NaCl (Na+ y Cl–). Serán compuestos más estables. 
• La distancia internuclear (radio catión + radio ani on), a menor distancia 
de enlace mayor “ U” . Este factor depende fundamentalmente del volumen 
de los iones enlazados. Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá una “U” mayor que el 
KBr (K+ y Br –) porque el tamaño de sus iones es menor. 
 
Q1 Q2 r (Aº) Punto de fusión Dureza Solubilidad (gr/l) 
1 3’11 2’8 158’70 
Cristal 
NaI 
NaF 1 
1 
1 2’31 
660 
988 3’2 4’22 
2 2’35 4’0 0’15 CaF2 
Al2O3 3 
1 
2 1’90 
1360 
2030 9’0 0’00 
 
ESTRUCTURA DE LOS CRISTALES IÓNICOS 
 
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de 
la manera más compacta posible. Cada ión se rodea de iones de signo contrario 
dando lugar a celdas unidad que se repiten en las tres direcciones del espacio y se 
refleja en su aspecto macroscópico. 
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Índice de coordinación (IC) 
 
“Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ión dado ”. Cuanto 
mayor es un ión con respecto al otro, mayor es su índice de coordinación. Es una 
característica fundamental del tipo de red que se forma. 
 
Factores de los que depende la estructura cristalin a 
El IC el tipo de estructura cristalina depende: 
• Del tamaño de los iones , el valor del radio de los iones marca la distancia a 
que estos se situarán entre sí. 
• La estequiometría del compuesto, que viene dada por la carga de los iones 
de forma que se mantenga la electroneutralidad del cristal, si es del tipo AB 
(CsCl), es el mismo para los dos iones, si el compuesto es del tipo AB2 (CaF2) 
el IC de uno de los iones es el doble que el del otro para asegurar la 
neutralidad. 
 El índice de coordinación determina la disposición espacial de los iones, que a su 
vez condiciona el tipo de red cristalina. 
 
Principales tipos de estructura cristalina 
 
• Red cúbica centrada en las caras con un ion en cada vértice y otro en el 
centro de las caras del cubo. Estructura octaédrica . El IC para ambos es 6. 
Ej : NaCl 
• Red cúbica centrada en el cuerpo , con un ion en cada uno de los vértices y 
uno en el centro del cubo. El IC para ambos iones es 8. Ej: CsCl 
 
 
CÚBICO 
CÚBICA SIMPLE CÚBICA CENTRADA EN EL 
CUERPO (CsCl) 
CÚBICA CENTRADA EN LAS 
CARAS (NaCl) 
 
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS 
 
• Puntos de fusión y ebullición elevados , más elevados cuanto mayor es la 
energía reticular U, para fundirlos es necesario romper la red cristalina con 
gran cantidad de atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Por 
ello, los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente. 
• Gran dureza por la misma razón, ya que para rayar un cristal es necesario 
romper su estructura cristalina. Cuanto mayor sea U más duro será el 
compuesto 
• Solubilidad en disolventes polares . La disolución supone la ruptura de la 
red cristalina, será más soluble cuanto menor sea U. Los disolventes, al 
presentar cargas, son capaces de introducirse en la estructura cristalina y 
estabilizar los iones por atracción ión-dipolo. Este es el caso del agua. Varias 
moléculas de disolvente se colocan en torno a un ión que está solvatado. 
Por la misma razón, presentan insolubilidad en disolventes apolares. 
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 6 
• Conductividad en estado disuelto o 
fundido, en dichos estados los iones 
presentan movilidad y son atraídos hacia los 
electrodos de signo contrario. A este tipo de 
conductividad se la denomina conductividad 
de segunda especie. Sin embargo, en 
estado sólido , al estar los iones fijos dentro 
de la estructura cristalina no conducen la 
electricidad . 
• Fragilidad valora la resistencia a los golpes, 
al golpear ligeramente el cristal se produce el 
desplazamiento de tan sólo un ión, todas las 
fuerzas que eran atractivas se convierten en 
repulsivas al enfrentarse dos capas de iones 
del mismo signo. 
 
ENLACE COVALENTE 
 
Se establece cuando se combinan 
átomos de elementos con 
electronegatividades muy altas y parecidas 
(dos no metales). 
• Cuando los átomos que se 
combinan tienen la misma 
electronegatividad el enlace es covalente apolar . 
• Cuando son átomos con distinta electronegatividad será un enlace 
covalente polar. Los e– del enlace se distribuyen de forma asimétrica, más 
próximos al elemento con > electronegatividad. 
 
En la mayoría de sustancias covalentes, los enlaces se establecen entre un pequeño 
número de átomos que forman una molécula. Son las sustancias covalentes 
moleculares. 
 
En otros casos, los enlaces entre átomos forman estructuras tridimensionales en forma 
de cristal, son sólidos covalentes. 
 
La covalencia es el número de electrones compartidos por cada elemento en un 
compuesto covalente. Será igual al número de e– desapareados o que puede llegar a 
desaparear un elemento (se podrán desaparear siempre y cuando no cambien de nº 
cuántico principal) 
 
TEORÍA DE LEWIS 
 
Se basa en las siguientes hipótesis: 
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos 
electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto ). Los 
átomos del 2º periodo tienden a cumplir la regla del octeto. No pueden 
estar rodeados de más de ocho e-. 
• Los demás átomos siguen en general la regla del octeto, pero tienen 
orbitales “d”vacíos y por lo tanto pueden alojar más de ocho e- a su 
alrededor. 
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. 
Solubilidad de un cristal ión ico 
Iones solvatados 
Fragilidad en un cristal iónico 
 
presión 
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 7 
• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo, 
según el número de e– que se compartan. 
 
Reglas de Lewis 
 
• Coloca los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible. Sitúa 
como átomo central el que menos electrones de valencia tenga (exceptuando 
al hidrógeno) y si hay varios se elige el de mayor volumen (es decir, el de 
mayor Z). Nunca al H que no puede tener más de dos e_ a su alrededor. 
• Calcula los e- totales en la capa de valencia de todos los átomos de la 
molécula, no olvides las cargas si se trata de un ión poliatómico (a). 
• Calcula el total de e– necesarios para completar los octetos de todos los 
átomos de la molécula (b). 
• El número de electrones compartidos (c) se obtiene de restar los 
disponibles de los que caben (b-a). 
• Se forman los enlaces entre el átomo central y los periféricos, son los pares 
de electrones de enlace ⇒⇒⇒⇒ PE. 
• Comparamos el número de e- que deben compartirse (c) con el nº de 
electrones compartidos dibujados en el apartado anterior. Evaluamos 
posibles enlaces múltiples en el caso de que no coincidan. 
• Los e- restantes (d = a-c)) se sitúan como pares de e
- 
no compartidos para 
completar los octetos de los átomos periféricos, pares de electrones de no 
enlace (desapareados) ⇒⇒⇒⇒ P no E. 
• Cargas formales (CF) : Es la diferencia entre los e- de valencia de un átomo 
aislado y el nº de e- asignado a ese átomo en la estructura de Lewis, supone 
asignar a cada átomo una carga ficticia . 
 
• CF = nº de e - de valencia del átomo libre – (nº de e - solitarios + ½ nº de e - 
compartidos) 
 
a) Debes contar los electrones que posee "en propiedad " cada átomo, 
es decir, la suma de los electrones no compartidos más la mitad de 
los compartidos. 
c) Si el resultado coincide con el número de electrones de valencia que 
le corresponden al átomo, éste será neutro. 
d) En caso contrario el átomo será positivo o negativosegún el nº de 
electrones que falten o sobren, respectivamente, respecto de los 
electrones de valencia que le correspondan por su lugar en el 
Sistema Periódico. 
• Elige las estructuras con la menor separación posible de cargas 
• Los elementos electronegativos no deben quedar con cargas formales 
positivas y viceversa. 
 
C 
(4e-) 
 
 
N 
(5e-) 
 
 
 
 
 
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 8 
O 
(6e-) 
 
 
Halóg 
(7e-) 
S (6e-) 
(d0) 
las del O 
y... 
 
 
Excepciones a la teoría de Lewis 
 
• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones. 
• Octeto incompleto: Moléculas tipo BeCl 2 o BF3 con marcado carácter 
covalente en las cuales el átomo de Be o de B no alcanzan la configuración 
de gas noble cuando forman una molécula, porque los e– de su capa de 
valencia no le permiten crear más enlaces. 
• Octeto expandido: Moléculas tipo PCl5, SF6 o IF7 en las que el átomo 
central puede tener 5, 6 o 7 enlaces (10, 12 o 14 e–) y son estables. Sólo 
puede ocurrir en el caso de que el átomo central no-metálico sea del tercer 
periodo o superior ya que dispone de orbitales “d” para ampliar el octeto. 
 
Estructuras de Lewis con octeto ampliado 
 
• Calcula los e- totales en la capa de valencia de todos los átomos de la 
molécula, no olvides las cargas si se trata de un ión molecular. 
Ej: SF4 → S: [Ne] 3s2 3p4 
 F: [He] 2s2 2p5 
nº total de e– de valencia totales= (4F x 7 e–/at) + (1S x 6 e–/at) = 34 e– 
• Dibuja alrededor del átomo central (el menos electronegativo) los elementos 
de la forma más sencilla. 
• Aplica la regla del octeto para cada átomo que rodea al átomo central: 
- nº de e– compartidos = 8 e– 
- nº de e– no compartidos para que todos los átomos cumplan la 
regla del octeto = 6e– / at F x 4 F=24 e– 
- La suma de los dos serán el nº total de e– distribuidos = = 8 + 24 = 
32 e– 
• Si hay mayor nº de e– de valencia que los necesarios, serán pares de e– no 
compartidos del átomo central = 34 – 32 = 2 e– no enlace 
• Finalmente se lleva a cabo el cálculo de cargas formales y si es posible, se 
reducen mediante la formación de enlaces múltiples. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 .. .. 
 :F: :F: 
 .. ∣ .. ∣ .. 
 :F ʨ ʨ ʨ ʨ S ʨ ʨ ʨ ʨ F: → :S ʨ ʨ ʨ ʨ F: 
 .. ∣ .. � 	 � 	 � 	 � 	 .. 
 :F: :F: :F: 
 .. .. .. 
Ejemplos de estructuras de Lewis : 
 
ENLACES COVALENTES DATIVOS 
 
Si uno de los átomos aporta los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace 
covalente coordinado ” o “dativo ”. Es necesario que exista un átomo con un par de e– 
sin compartir (especie dadora ) y otro que pueda aceptar un par de e– (especie 
aceptora ). 
Se representa con una flecha “→” que parte del átomo que pone la pareja de e– 
. 
Hx ·O ·x H + H+ → H– O –H ⇒ HH33OO++
 
 ·· ↓ 
 H+ 
 
RESONANCIA 
 
 En ocasiones, no existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas 
propiedades de una molécula o ion. 
 El ion carbonato CO3
2– debería tener una estructura en la que el átomo central, 
el carbono, formara un doble enlace con uno de los átomos de oxígeno y dos enlaces 
sencillos con los átomos de oxígeno que soportan la carga negativa. 
 Sin embargo, por difracción de rayos X se sabe que las distancias entre el 
átomo de carbono y cada átomo de oxígeno son iguales y los ángulos O–C–O. 
 H H 
 · ·x | 
CH4 · C · + 4 x H → H x· C ·x H ; H– C–H HCN H–C≡N : 
 · ·x | 
 H H 
 H 
 ·· xx ·· | 
H2CO H–C = O : Cl2O : Cl ·x O ·x Cl : NH4
+ H–N+→H 
 | ·· ·· xx ·· | 
 H H 
 ·· ·· 
 : O : : O : : O : 
 ·· xx ·· ↑ ‖ 
H2SO4 H x· O ·x S x· O ·x H ; H–O–S–O–H ; H–O–S–O–H (excepción Lewis ) 
 ·· xx · · ↓ ‖ 
 : O : : O : : O : 
 ·· ·· 
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 Para explicarlo se supone que los e– de enlace y los pares de 
e– sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, 
pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta. 
 En el caso del ion CO3
2–, se podrían formar tres estructuras 
de Lewis en las que el doble enlace se formar con cada uno de los 
átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas 
formas contribuye por igual al la estructura del ion CO3
2–, siendo la 
verdadera estructura una mezcla de las tres. 
 
 
Se utiliza una única forma, mezcla de todas, en el que aparecen el signo “ ” que 
indica enlace intermedio entre sencillo y doble y las fracciones de carga con “δ”. 
 
En el caso de que las formas resonantes no sean equivalentes, unas u otras 
participarán más o menos en el híbrido de resonancia según las reglas siguientes: 
• Las estructuras resonantes sólo suponen movimiento de electrones (no 
de átomos ) desde posiciones adyacentes. 
• Las estructuras resonantes en la que todos los átomos del 2º período 
poseen octetos completos son más importantes (contribuyen más al 
híbrido de resonancia) que las estructuras que tienen los octetos 
incompletos. 
• Las estructuras más importantes son aquellas que supongan la mínima 
separación de carga . 
• En los casos en que una estructura de Lewis con octetos completos no 
puede representarse sin separación de cargas, la estructura más 
importante será aquella en la que la carga negativa se sitúa sobre el 
átomo más electronegativo y la carga positiva en el más 
electropositivo . 
 
EJERCICIO PRÁCTICO 
Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos, e indica qué 
átomos presentan cargas formales en los compuestos que sea necesario: 
 
 
 
 
 
 
Solución 
 
Híbridos de resonancia 
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MODELO DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAP A DE 
VALENCIA (TRPECV) Y GEOMETRÍA MOLECULAR 
 
La TRPECV afirma que los pares de e– de la capa de valencia de los átomos que 
forman enlaces covalentes se sitúan de manera que la repulsión entre ellos sea 
mínima. 
La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central 
teniendo en cuenta que las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles. 
Para determinar la geometría de la molécula seguiremos las siguientes reglas: 
a) Hay que tener en cuenta los pares de e – de enlace y los de no enlace 
que rodean al átomo central. Partiremos de las estructuras de Lewis. 
b) El nº de direcciones coincide con el nº de enlaces sencillos, si hay enlaces 
dobles o triples, el nº de direcciones disminuye en 1 o en 2 unidades por 
cada átomo que presente la condición anterior. 
c) Cuando existen pares de e – no enlace o no compartidos sobre el átomo 
central, las estructuras ven modificados sus ángulos debido a que: 
 
Según el número y tipo de enlace, así como del número de pares de e– de no 
enlace (sin compartir) podemos clasificar las moléculas en los siguientes grupos: 
• El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace sencillo. 
• El átomo central tiene pares de e– sin compartir. 
• El átomo central tieneun enlace doble. 
Repulsión entre par no enlace – par no enlace > repulsión entre par 
no enlace – par de enlace > repulsión entre par enl ace – par enlace. 
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• El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple. 
 
El átomo central sólo tiene pares de e – de enlace sencillo 
Según el número de pares de e– de enlace, situados alrededor del átomo central, éstos 
se sitúan lo más alejados posibles para evitar en lo posible la repulsión entre las nubes 
electrónicas. 
• Si existen dos pares de e– enlaces con dos átomos, se dirigirán en sentidos 
contrarios, quedando los tres átomos alineados , formando un ángulo de 180º . 
• En el caso de tres enlaces, la manera más alejada de situarse es formando 
ángulos de 120º estando todos los átomos en el mismo plano. 
• Con cuatro enlaces, se dirigirán hacia los vértices de un tetraedro , con un 
ángulo de 109,5º. 
• Con cinco pares de e– enlaces, se dirigen a los vértices de una bipirámide 
trigonal , el ángulo es de 120º en el plano horizontal y de 90º en el vertical. 
• Con seis enlaces (o pares de e– enlaces) alrededor, la forma adquirida es un 
octaedro , donde todos los ángulos son de 90º . 
 
El átomo central tiene pares de e– sin compartir (d e no enlace) 
La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de 
enlace. A partir de la forma geométrica correspondiente al nº total de pares de e– , la 
repulsión hace que el ángulo correspondiente se cierre. 
Ejemplos: 
NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir → Ang. enl. = 107’3º < 
109’5 que corresponderían a un tetraedro.º 
H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir → Ang. enl. = 104’5º < 
109’5º al igual que en el caso anterior pero la repulsión debida a 2 pares de e– 
de no enlace es mayor y el ángulo se cierra más. 
 
 Tetraédrica Pirámide trigonal Angular 
EEll ááttoommoo cceenntt rraall tt iieennee uunn eennllaaccee ddoobbllee 
La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno, 
similar a la de un par de e– no compartido. 
Ejemplos: 
CH2=CH2 (eteno): Cada átomo de carbono tiene 2 pares de 
e– compartidos con el otro carbono y 2 pares de e–
 compartidos con sendos átomos de hidrógeno, de manera 
que: 
• Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular) 
• Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular) 
 
EEll ááttoommoo cceenntt rraall tt iieennee ddooss ddoobblleess eennllaacceess oo uunnoo sseennccii ll lloo 
yy uunnoo tt rr iippllee 
Como se une únicamente a dos elementos la geometría es 
lineal, es decir, el ángulo que forma el átomo central con los dos átomos a los que está 
unido es de 180º. 
Ejemplos: 
C2H2: Etino (acetileno). Cada C forma un triple enlace y uno sencillo. 
CO2: El carbono forma dos dobles enlaces. 
eteno 
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 13 
 
 
 
 
Geometría de las moléculas en función pares de e – enlace y de no enlace 
Molécula 
Estructura 
de Lewis 
Enlaces 
Pares 
no enlace 
Geometría 
molecular 
BeCl2 
 
2 0 
lineal 
 
BF3 
 
3 0 
triangular plana 
 
SnCl2 
 
2 1 
angular 
 
CH4 
 
4 0 
tetraédrica 
 
NH3 
 
3 1 
pirámide trigonal 
 
 
H2O 
 
2 2 
angular 
 
PCl5 
 
5 0 
bipirámide trigonal 
 
 
 
 
SF4 
4 1 
tetraedro deformado 
o balancín 
 
Etino lineales CO2 
 
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 14 
ClF3 
 
3 2 
forma de T 
 
I3
- 
 
2 3 
lineal 
 
SF6 
 
6 0 
octaédrica 
 
BrF5 
 
5 1 
pirámide cuadrada 
 
XeF4 
 
4 2 
plana-cuadrada 
 
CO2 
 
2 0 
lineal 
 
 
C2H4 
3 
(cada 
carbono) 
 
0 
triangular plana 
(en torno de cada 
carbono ) 
 
 
 
 
SOF4 
 
 
 
 
5 
 
 
0 
 
bipirámide trigonal 
 
 
XeO2F2 
 
 
4 
 
1 
Tetraedro deformado 
o balancín 
 
 
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 15 
POLARIDAD EN MOLÉCULAS COVALENTES. MOMENTO DIPOLAR 
 
Cuando se forma un enlace entre átomos de diferente electronegatividad el enlace es 
covalente polar. 
 
Las moléculas que tienen enlaces de este tipo tienen los átomos menos 
electronegativos con una carga parcial positiva (δ +) y los más electronegativos con 
una carga parcial negativa (δ -). 
 
La polaridad será tanto mayor cuanto más grande sea la diferencia entre las 
electronegatividades de los átomos. 
 
Cada enlace tiene un momento dipolar “
rµ ” (magnitud vectorial que depende la 
diferencia de electronegatividad entre los átomos, cuya dirección es la línea que une 
ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo). 
 
Dependiendo de cómo sea “
r
Σµ ” de los enlaces que forman una molécula, éstas se 
clasifican en: 
 
 
 
MMoollééccuullaass ppoollaarreess.. 
Tienen “
r
Σµ ” no nulo . Y esto puede ser debido a: 
• Moléculas con un sólo enlace covalente polar. Ejemplos: HCl, ClF. 
• Moléculas angulares, piramidales, con pares de e
-
 de no enlace… : 
 Ejemplos: H2O, NH3. 
 
MMoollééccuullaass aappoollaarreess.. 
Tienen “
r
Σµ ” nulo : Y esto puede ser debido a: 
• Moléculas con enlaces apolares. Ejemplos: H2, Cl2. 
• Moléculas con enlaces polares pero con “
r
Σµ ” = 0, pero simétricas: 
Ejemplos: CH4, CO2. 
 
Ejemplos de moléculas apolares y polares 
= 0 
≠ 0 polar 
≠ 0 
µrΣ
= 0 µrΣ
µrΣ
µrΣ
µrΣµrΣ
= 0 µrΣ
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 16 
Determinación de la polaridad de una molécula 
 
1. Dibuja la estructura de Lewis de la molécula. 
2. Determina la forma geométrica que le corresponde analizando los 
pares de e– de enlace y de no enlace que rodean al átomo central. 
3. Analiza la polaridad de cada enlace que forma el átomo central con 
otros átomos. 
4. Determina el 
r
Σµ de la molécula = 
r
Σµ de los enlaces. 
 
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V.) 
 
Se basa en la suposición de que para que se produzca un enlace covalente entre dos 
átomos, cada uno de ellos debe tener: 
• Un orbital con un e– desapareado . 
• Los e – con spines contrarios . 
• Ser orbitales de tamaños comparables y la orientación adecuada . 
 
Al aproximarse las nubes de carga de los orbitales de los dos átomos, se 
produce una superposición o solapamiento de ambas, formando un único orbital 
molecular, en el que se produce el apareamiento de los e–. 
Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y 
formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–. 
Se llama “covalencia ” al nº de e– desapareados o que pueden llegar a 
desaparearse en un átomo y por tanto al nº de enlaces que puede formar. 
 
Enlace covalente simple. 
 
Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos sobre el mismo eje. Es un 
solapamiento frontal y se 
llama “σ” (sigma). 
Puede ser: 
• a) Entre dos orbitales “s” 
• b) Entre un orbital “s” y 
uno “p” 
• c) Entre dos orbitales “p”. 
 
Enlace covalente múltiple. 
 
En ellos se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos 
átomos. 
Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo 
solapamiento es lateral, es decir sobre ejes paralelos y se llama “π” (pi); si el enlace 
es triple, existe un solapamiento “σ” y dos “ ππππ”. 
El enlace “σ” es más fuerte que el “ ππππ” ya que su interpenetración es mayor. 
En los enlaces “ ππππ” hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado del plano 
que contiene a los núcleos de los átomos. Los enlaces “ ππππ” más conocidos se 
producen a partir de orbitales atómicos “p”. 
a) b) 
c) 
Enlace covalente “ σσσσ” Enlace “ ππππ” 
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 17 
 Los orbitales que no se solapan permanecen inalterados como cuando el átomo 
estaba sin enlazar. Lose– implicados en el enlace se mueven no sólo por sus orbitales 
sino también por las zonas de solapamiento. 
 
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS 
 
 Propuesta por Pauling como modificación a la TEV, para explicar las discrepancias 
observadas entre los cálculos teóricos y los experimentales en la geometría de la 
moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos. 
 
Se basa en que orbitales atómicos de distinto tipo de la capa de valencia de un mismo 
átomo, pueden combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual energía 
(isoenergéticos ), que se sitúan en el espacio de manera que la repulsión sea mínima. 
 
Se formarán tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos se combinen. 
 
No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la hibridación 
tenga lugar es necesario que bien se trate de: 
• Orbitales atómicos que vayan a formar enlaces “σ”. 
• Orbitales atómicos con pares de e– sin compartir. 
Por el contrario, no se hibridan : 
• Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace (ππππ). 
• Los orbitales atómicos vacíos. 
 
Tipos de hibridación 
 
Los orbitales híbridos se forman por combinación de un orbital “s” y tres, dos o un 
orbital “p”. Se nombran indicando cuales son los orbitales atómicos que lo integran y 
sus características van a ser intermedias con respecto a esos orbitales atómicos. La 
disposición espacial es la misma que la de TRPECV. 
 
Para indicar el nº e– que hay en un orbital híbrido, se escribe este entre paréntesis y el 
nº de e– como superíndice fuera del paréntesis. 
Los principales tipos de orbitales son: 
 
Hibridación sp 3: 
 
Se hibridan un orbital “s” y tres orbitales “p” para dar lugar a 4 orbitales híbridos sp 3 
equivalentes que darán lugar a 4 enlaces simples de tipo “ σσσσ” (frontales). Se forman 
cuatro orbitales con orientación dirigida hacia los vértices de un tetraedro. 
• 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano 
• 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ejemplo: NH3 
• 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ejemplo: H2O 
 
Hibridación sp 2: 
 
Se hibridan un orbital “s” y dos orbitales “p” para dar lugar a 3 orbitales híbridos sp 2 
equivalentes, que formarán enlaces “ σσσσ”, más 1 orbital “p” (sin hibridar) que podrá 
formar un enlace “ ππππ” (lateral). 
Los tres orbitales están dirigidos hacía los vértices de un triángulo equilátero . 
• 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3 
• 1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno 
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 18 
 
Hibridación sp : 
 
Se hibridan un orbital “s” y un orbitales “p”. Se forman dos orbitales que 
forman entre sí un ángulo de 180º . 
• 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2 
• 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2 
• 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino 
 
 
Si el átomo central pertenece al tercer periodo o posterior, puede utilizar orbitales “d”, 
es el caso del P en el PCl5 que forma híbridos (sp3d) o el S en el SF6 que formará 
(sp3d2) 
 
 
 
 
El benceno (C 6H6) 
 
Cada carbono presenta 
hibridación sp2 formando un 
doble enlace, por lo que la 
estructura es de un hexágono. 
 CH2-CH2 Eteno CH3-CH3 Etino 
Enlace covalente múltiple 
 
 
Orbitales atómicos Orb. Híbridos Ejemplos 
Orb s Orbitales p Orb. sp 3 H2O 
Orb s Orbitales p Orb. sp 2 C2H4 
Orb s Orbital p Orb. sp BeF 2 
Orbital “sp ” 
Hibridación sp 2
 del benceno, Nube electrónica “ ππππ”.. 
 
Nube “π” común 
Esqueleto “σ” 
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 19 
El hecho de que todas las distancias C–C sean iguales sugiere que se trata de una 
estructura plana resonante de tres dobles enlaces alternados. 
 
A cada átomo de carbono le queda un e– en un orbital “p” sin hibridar con el que forma 
una nube electrónica por encima y por debajo del plano de los átomos en un 
solapamiento cíclico. 
 
En el benceno y es sus derivados los átomos de carbono e hidrógeno suelen omitirse 
por lo que normalmente suele representarse como: 
 
 
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES 
 
Sólidos covalentes: 
 
Sustancias sólidas formadas por un número indeterminado de átomos unidos 
mediante enlace covalente. Los más comunes son: el diamante, el grafito y la sílice 
(SiO2). Todos los átomos del cristal están unidos por enlaces covalente, pudiendo 
considerar éste como una molécula gigantesca. 
Dada la fortaleza de este enlace los sólidos covalentes tienen: 
• Gran dureza , para rayarlos hay que romper enlaces. 
• Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son sólidos a 
temperatura ambiente. 
• Son insolubles en todo tipo de disolvente. 
• Son malos conductores pues no tienen electrones libres. 
 
Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito que forma estructuras por 
capas, lo que le hace más blando y al aportar cada átomo de carbono un e– a un 
macroenlace muy deslocalizado es también conductor. 
 
 
 
Sustancias moleculares: 
 
Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles de separar cuanto menos 
polares sean las moléculas. Son gases (CO2, O2, H2), líquidos (H2O, Br2) o sólidos (I2, 
naftaleno): 
• Puntos de fusión y ebullición bajos . Generalmente son gases a 
temperatura ambiente, pueden ser sólidos o líquidos, según el tipo de fuerzas 
intermoleculares que presenten. En cualquier caso menores que compuestos 
iónicos o metálicos. Aumentaran al hacerlo su masa molar, en las 
↔ 
Estructura del diamante 
 
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 20 
moléculas polares los puntos de fusión y ebullición son más altos cuanto 
mayor sea su polaridad (las fuerzas intermoleculares serán más apreciables) 
• Son blandos y elásticos , solo se alteran las fuerzas intermoleculares. 
• Solubles en disolventes con polaridad similar: 
- Las sustancias polares (alcoholes) son solubles en disolventes 
polares (el agua), que las estabilizan por fuerzas de atracción 
dipolo-dipolo. 
- Las apolares (como las grasas) lo son en disolventes apolares 
(como la gasolina) que estabilizan las moléculas con fuerzas de 
Van der Waals 
• Son malos conductores pues no tienen cargas libres, aunque las molécula 
polares poseen parcial conductibilidad. 
 
TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES. (O.M.) 
 
Justifica la formación del enlace entre dos átomos porque sus orbitales atómicos (OA) 
de valencia se combinan para formar un orbital molecular (OM) enlazante , que hace 
que aumente la densidad electrónica entre los núcleos y un orbital molecular (OM) 
antienlazante, que provoca que disminuya esa densidad electrónica. 
• Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y ocuparían distintas zonas 
espaciales. 
• La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los orbitales atómicos de 
los que proceden y por tanto serían más estables (orbitales enlazantes). 
• La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales atómicos de los que 
proceden y serían más inestables (orbitales antienlazantes). 
 
ENLACE METÁLICO 
 
Es el que se establece entre átomos metálicos. Normalmente, las sustancias metálicas 
están formadas por un solo elemento, aunque en 
ocasiones pueden combinarse, como ocurre en las 
aleaciones. 
 
Se caracterizan por presentar un grado de 
empaquetamiento elevado. Es un enlace bastante fuerte. 
 
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en 
su última capa y no forman enlaces covalentes ya que 
compartiendo electrones no pueden adquirir la estructura 
de gas noble. 
 
Forman un enlace metálico , con el que consiguen la 
estabilidad compartiendo los electrones de valencia de 
manera colectiva, formando una nube electrónica que 
rodea a todo el conjunto de iones positivos y que se comportan como si perteneciesen 
a todo el conjunto. Están empaquetados ordenadamente, formando una estructura 
cristalinade alto índice de coordinación. 
 
Existen dos modelos que lo explican: 
 
Modelo del mar de electrones: 
 
Cada átomo de metal aporta sus e– de valencia a una especie de “fondo común” con lo 
que se produce una deslocalización de los mismos. Esto explicaría su facilidad para 
desplazarse, justificando su conductividad. 
Modelo de m ar de electr ones 
 
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 21 
La estructura del metal podría explicarse como cationes formando los nodos de la 
estructura cristalina estabilizados por un “mar de electrones” que evita la repulsión 
entre los mismos. 
 
Modelo de bandas: 
 
Se basa en la teoría de orbitales moleculares por la cual al enlazarse los átomos, sus 
orbitales atómicos de la capa de valencia se combinan para formar tantos orbitales 
moleculares como orbitales atómicos había. 
 
Si se combinan infinidad de orbitales atómicos de igual energía se formarán dos 
bandas formadas por orbitales moleculares de muy parecida energía, una de menor 
energía formada por los orbitales moleculares enlazantes (banda de valencia) y la 
otra de mayor energía por los antienlazantes (banda de conducción). 
 
En los metales ambas bandas están a muy próximas en energía de manera que se 
necesita una cantidad de energía muy pequeña para excitar un electrón y enviarlo 
desde la banda de valencia (enlazante) a la de conducción (antienlazante) por donde 
circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Todos los metales en 
general son conductores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Si la diferencia de energía entre ambas bandas es mayor tendremos los 
semiconductores. El semiconductor puede transportar corriente si se aporta la 
energía relativamente pequeña que se requiere para excitar a los electrones desde la 
banda de valencia (la ocupada, que es la inferior) a la banda de conducción (la vacía, 
que es la superior). 
 
La energía suministrada puede ser mediante campos eléctricos, aumento de presión, 
añadiendo impurezas que aporten electrones cuya energía sea intermedia. El 
germanio y el silicio son semiconductores. 
 
En los elementos aislantes , la diferencia de energía entre las bandas de valencia y 
conducción es muy grande, de modo que los electrones no pueden saltar de una a 
otra, y estos elementos no conducen la corriente eléctrica. Son aislantes las 
substancias de estructura no metálica como el carbono en el diamante. 
 
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS 
 
• Son dúctiles (estirar en hilos) y 
maleables (formar láminas) 
debido a que no existen enlaces 
con una dirección determinada. 
Si se distorsiona la estructura los 
e– vuelven a estabilizarla 
Maleabilidad de un metal . 
 
presión 
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 22 
interponiéndose entre los cationes. 
• Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–. Si se aplica 
el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción) 
está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e– de forma que con 
una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de 
conducción libre. Si se aumenta la temperatura del conductor, vibran más 
los núcleos de los átomos, chocando con los e– en continuo movimiento, por 
lo que se incrementa el rozamiento y por tanto disminuye la conductividad . 
• Conducen el calor debido a la su estructura compacta que hace que las 
vibraciones se transmitan con facilidad. 
• Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la 
estructura de la red. La mayoría son sólidos. 
• Tienen un brillo característico . 
 
ENLACES INTERMOLECULARES 
 
Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las responsables del estado físico de 
las sustancias. En general son mucho más débiles que los enlaces entre átomos y no 
se consideran propiamente enlaces sino sólo fuerzas de atracción. Según su fuerza se 
clasifican en: 
• Enlace o puente de Hidrógeno. 
• Fuerzas de Van der Waals. 
 
Enlace de Hidrógeno. 
 
Es la más fuerte de las fuerzas intermoleculares (entre 10 y 40 kJ/mol). Se da entre 
moléculas que contienen átomos de H unidos a otros muy electronegativos y de 
pequeño tamaño como son los átomos de F, O y N. 
 
En estos casos, sobre el elemento unido al H aparece una densidad de carga negativa 
(δ
-
) y sobre el H una densidad de carga positiva (δ
+
), lo que posibilita que las 
moléculas puedan unirse entre sí por atracciones electrostáticas. 
 
Es el responsable de los puntos de fusión y ebullición anormalmente altos de las 
sustancias que los contienen como, por ejemplo, el H2O, HF y el NH3 y de su estado 
físico a temperatura ambiente. 
Una molécula puede formar más de un enlace de hidrógeno 
 
 
 
 
 
 
 
Enlace de hidrógeno 
Estructura del hielo 
(puentes de hidrógeno) 
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 23 
Los enlaces de hidrógeno pueden darse entre tomos de la misma molécula y mantener 
una estructura determinada tal y como ocurre en proteínas y ácidos nucleicos. 
 
Fuerzas de Van der Waals 
 
Son fuerzas más débiles, de tipo electrostático, que pueden darse entre moléculas 
polares o apolares: 
 
• Dipolo-dipolo : se establece entre 
moléculas polares . 
 Pueden hacer que las sustancias tengan 
puntos de fusión superiores al que tendrían 
moléculas apolares de la misma masa 
molecular. 
Ej: El HCl > punto de ebullición que F2 
 
• Ión-dipolo : Entre compuestos iónicos 
y moléculas polares . 
Responsables de la disolución de los 
compuestos iónicos en agua. Los iones 
positivos se rodean de los polos negativos del dipolo y viceversa. Energía de 
solvatación es la correspondiente al sistema formado por el ion y las 
moléculas de disolvente que lo rodean. Si la energía de solvatación es mayor 
que la energía de red, el compuesto iónico se disolverá. 
 Ej: disolución de NaCl en H2O 
 
• Dipolo-dipolo inducido : entre una sustancia polar y una apolar. 
Para inducir un dipolo en una sustancia apolar, es preciso que su tamaño sea 
lo suficientemente grande como para que los iones se agrupen en una parte 
de la molécula. 
Ej: el Cl2 al disolverse en HCl 
 
• Ión-dipolo inducido : el dipolo lo induce un ión en una sustancia apolar . 
Ej: La interacción entre el I- y el I2 
 
• Dipolos instantáneos : entre moléculas apolares . También se llaman 
fuerzas de dispersión o de London y existen en todas las moléculas. 
El par de e– de enlace en un momento dado puede encontrarse en un lado de 
la molécula produciendo un dipolo instantáneo que induce la formación de 
dipolos en las moléculas vecinas. Estos dipolos no perduran y las fuerzas de 
enlaces son muy débiles y se rompen con una pequeña elevación de la 
temperatura 
Aumentan con la masa molar de las moléculas y son mayores en las de 
forma alargada , ya que permiten un mayor nº de contactos con las 
moléculas vecinas. 
 
 
 
 
Fuerzas de dispersión 
Atracción dipolo-dipolo 
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 24 
TIPO DE ENLACE ENERGÍA DE ENLACE (kJ/mol) 
FUERZAS INTRAMOLECULARES 
 Iónico 400 – 4000 → (NaCl, MgO, Na2O..) 
 Covalente 150 →(H2O, Cl2, CH4 …) 
1100 →(diamante, grafito, silicatos) 
 Metálico 700 – 1000 → (Fe, Au, Ag…) 
FUERZAS INTERMOLECULARES 
 Fuerzas de van der Waals 
• Dipolo - dipolo 
• Ipn - dipolo 
• Dipolo- dipolo inducido 
• Ion – dipolo inducido 
• Dipolo inducido - dipolo inducido (fuerza 
de London ) 
 
5 – 25 → (HCl, moléculas polares,..) 
 40 – 600 → (Na+ y H2O, Cl
-
 y H2O) 
 2 – 10 → (HCl y Cl2) 
 3 – 15 → (I
-
 y I2) 
 0,05 – 40 → (Cl2) 
 
 Enlaces de hidrógeno 
• O – H ·····O 
• O – H ·····N 
• N – H ·····O 
• F – H ·····F 
 10 - 40 
 
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l1/lewis.html 
http://www.uhu.es/quimiorg/covalente1.html 
http://www2.uah.es/edejesus/interactivos/indice_VSEPR.htmhttp://www.educaplus.org/moleculas3d/vsepr.html 
Compuestos covalentes moleculares: 
http://www.deciencias.net/proyectos/4particulares/quimica/compuestos/covalentes.htm 
http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/compuestos/covalentes.htm 
Compuestos covalentes moleculares 
http://www.deciencias.net/proyectos/4particulares/quimica/compuestos/ionicos.htm 
http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/compuestos/ionicos.htm 
El enlace iónico 
http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=148&Itemid
=1 
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/reaction
/bonding1.html 
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Química 2º Bachillerato Enlace Químico 
 25 
Geometría molecular 
http://colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/repulsionparelctronico/vsepr.s
wf 
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter9-Bonding_and_Geometry/Chapter9-
Animations/VSEPR/Tetrahedron.html 
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter9-Bonding_and_Geometry/Chapter9-
Animations/VSEPR/C2H2.html 
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter9-Bonding_and_Geometry/Chapter9-
Animations/VSEPR/C2H4.html 
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter9-Bonding_and_Geometry/Chapter9-
Animations/VSEPR/SF6.html