QUÍMICA 2 BTO (9) Enlace Químico (I)

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EL ENLACE QUÍMICO 
 
1. - Enlace químico. Tipos. 
2. - Enlace iónico. 
 2.1. Valencia iónica. 
 2.2. Cristales iónicos. Índice de coordinación. 
2.3. Energía reticular. Ciclo de Born-Haber. 
2.4. Propiedades de los compuestos iónicos 
3. - Enlace covalente. 
 3.1. Teoría de Lewis. 
3.2. Parámetros moleculares. 
3.3. Resonancia. 
3.4 Geometría. MRPEV. 
3.5. Teoría del enlace valencia. Covalencia. 
 3.6. Orbitales atómicos híbridos. 
3.7. Polaridad de los enlaces y moléculas. 
 3.8. Fuerzas intermoleculares. 
 3.9. Propiedades de los compuestos covalentes. 
3.10. Transición entre el enlace iónico y el covalente 
4. - Enlace metálico. Propiedades de los metales. 
 
 
1. – ENLACE QUÍMICO. TIPOS. 
 
 A excepción de los gases nobles y de los metales en estado de vapor, los átomos no 
se presentan aislados, sino formando agrupaciones estables (moléculas o cristales). 
 Se llama enlace a la “unión entre átomos, moléculas o iones de uno o varios 
elementos”. 
 La formación de enlaces está motivada por la tendencia de los átomos a adquirir un 
estado de máxima estabilidad, de mínima energía; así, los elementos representativos lo 
consiguen adquiriendo la configuración de gas noble (8 electrones en la capa de valencia), 
mientras que los elementos de transición lo consiguen teniendo los orbitales del subnivel d 
llenos o semillenos. 
 
Atendiendo a la electronegatividad de los elementos que se enlazan, se pueden formar 
tres tipos de enlace: 
 
- Enlace iónico: se forma entre elementos de electronegatividad muy diferente; según la 
escala de Pauling, cuando E.N. (A) – E.N. (B) > 1,7 , ya que requiere la formación de 
cationes y aniones, por tanto, tiene lugar entre un metal de los grupos IA y IIA que tienen baja 
E.I. y forman fácilmente cationes, y un no metal de los grupos VIA y VIIA que tienen alta 
A.E. , con gran tendencia a formar aniones. 
También forman este tipo de enlace las sales de metales de baja E.I.. que tienen aniones 
poliatómicos voluminosos como NO3
- , ClO4
- , SO4
2-, etc., 
 
- Enlace covalente: se forma entre elementos de electronegatividad alta, igual o parecida, 
siendo E.N. (A) – E.N. (B) ≤ 1,7; es decir, entre dos no metales que tienen alta A.E. y ambos 
tienen tendencia a ganar electrones. 
 
- Enlace metálico: se forma en elementos de electronegatividad baja, es decir, en los metales, 
con baja E.I. y por tanto con gran tendencia a formar cationes. 
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2. – ENLACE IÓNICO 
 
 Tiene lugar por la transferencia (cesión-ganancia) de electrones del átomo menos 
electronegativo (metal) al átomo más electronegativo (no metal), originándose iones con carga 
de signo contrario, cationes y aniones, entre los que se establecen intensas fuerzas atractivas 
electrostáticas, cuya intensidad se deduce de la ley de Coulomb: 
 
 
 
 
 
 Donde qc y qa , rc y ra son, respectivamente, las cargas y los radios de los iones y k 
es la cte electrostática de Coulomb, cuyo valor depende del medio en que se encuentren (en el 
vacío k = 9. 109 N . m2 / C2) 
 
Ejemplo: NaCl. El sodio es un metal que cede fácilmente un electrón y adquiere configuración 
de gas noble (Ne), mientras que el cloro es un no metal que capta el electrón que cede el sodio 
y adquiere la configuración del Ar. 
 
[Na] = 1s2 2s2 2p6 3s1 → [Na+] = 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 
[Cl] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 → [Cl -] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar] 
 
 
 2.1. VALENCIA IÓNICA O ELECTROVALENCIA 
 
Es “el número de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ión 
estable(al formar un compuesto iónico)”. 
 
 En el NaCl la valencia iónica del Na es +1 y la del Cl es –1. 
En el CaF2 la valencia iónica del Ca es +2 y la del F es –1. 
 
 En general: Para los metales la v.i. = valencia estudiada (+) en cursos anteriores 
 Para los no metales la v.i. = valencia negativa “ “ “ 
 
2.2. CRISTALES IÓNICOS 
 
Al formarse el enlace iónico no surgen moléculas sino redes tridimensionales o 
cristales; así, el cloruro de sodio no está formado por moléculas de NaCl ni de Na+Cl -, sino 
que cada ión se rodea del máximo número posible de iones con carga de signo contrario, 
originando una red cristalina, eléctricamente neutra. En este caso, la red formada es la cúbica 
centrada en las caras, dando lugar tanto los iones Cl – y Na+ a una red cúbica centrada en las 
caras, desplazadas una de la otra media arista. En conjunto podemos suponer que la celdilla 
unidad, que es la porción más pequeña de cristal que posee todos los elementos de simetría, 
está formada por los iones Cl – que están ocupando los vértices y el centro de las caras de un 
cubo, mientras que los iones Na+ ocupan el centro de las aristas y el centro del cubo, aunque 
podíamos haber supuesto lo contrario. También se puede considerar que la celda unidad es un 
cubo grande dividido en ocho cubos pequeños, estando los iones Cl– y Na+ ocupando los 
vértices de estos cubos pequeños, de forma alternativa. 
 
En un cristal iónico se llama índice o número de coordinación al “número de iones de 
un signo que rodean a un ión de signo contrario a la menor distancia”. 
2
ac
ac
2
21
)rr(
q.q
.k
d
q.q
.kF
+
== 
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 Cl – 
 
 Na + 
 
 
 
 
 I.C.( Na+) = I.C. (Cl –) = 6 
 
Este tipo de red lo forman los haluros de los alcalinos y alcalinotérreos, excepto el cesio. 
 
• El CsCl forma una red cúbica simple o cúbica centrada en el cuerpo, en la que cada ión 
del mismo elemento ocupa los vértices de un cubo, mientras que el centro del mismo está 
ocupado por un ión de carga opuesta. 
 
 
 Cl – F – 
 
 Cs+ Ca2+ 
 
 
 
 I.C. (Cs+) = I.C. (Cl –) = 8 I.C. (Ca2+) = 8 , I.C. (F –) = 4 
 
• La red de la fluorita (CaF2 ), está formada por una red cúbica centrada en las caras de los 
cationes Ca2+, mientras que los aniones F– están situados en los centros de los cubos 
pequeños. 
 
� En total hay 7 tipos de redes iónicas; el que se forme un tipo u otro viene determinado por 
dos factores: el tamaño relativo de los iones y la relación entre las cargas (fórmula del 
compuesto). Cuanto mayor sea el catión (rc / ra), de mayor número de aniones se puede 
rodear y tiende a aumentar el I.C., y por otra parte, como los cristales son eléctricamente 
neutros, en los compuestos de fórmula 1:1 como NaCl, el I.C. de ambos iones tiene que 
ser el mismo, mientras que en los compuestos formados por iones de distinta carga, el I.C. 
ya no puede ser el mismo, como en el CaF2. 
 
2.3. - ENERGÍA RETICULAR. CICLO DE BORN-HABER 
 
La energía reticular o energía de red es “ la energía desprendida en la formación de 1 
mol de sólido iónico a partir de sus iones aislados (en estado gaseoso)”.Ejemplo: Na+(g) + Cl –(g) → NaCl (s) + Er ; o bien: 
Na+(g) + Cl –(g) 
Er
→ NaCl (s) , Er = - 787 kJ/mol. El signo (-) indica que es E desprendida.
 
En el proceso contrario, es decir, para romper 1 mol de cristal en sus iones y 
llevarlos a una distancia infinita (estado gaseoso) se necesita aportar una cantidad de energía 
igual a la desprendida en el proceso de formación (Er). Por tanto, es evidente que a mayor 
energía reticular, mayor dureza y más altos puntos de fusión y de ebullición del cristal. 
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� La energía reticular se puede calcular teóricamente con la ecuación: 
ac
ac
rr
q.q
AEr
+
−= 
 siendo A = cte. de Madelung (su valor depende del tipo de red), 
 qc , qa , rc , ra las cargas y los radios de los iones. 
 
 De donde se deduce que a mayor carga y menor tamaño de los iones mayor Er. 
 
� La energía reticular se puede calcular experimentalmente de forma directa, pero en la 
práctica es difícil, por ello se obtiene de forma indirecta con el ciclo de Born-Haber a partir 
de otros calores más fáciles de calcular. Se basa en la ley de Hess que establece que, el calor 
de una reacción es el mismo si ésta tiene lugar directamente o en varias etapas. 
 
 El ciclo de Born-Haber consiste en separar el proceso global de formación del cristal 
iónico a partir de sus elementos en su estado natural en varios procesos, de forma que el calor 
de formación es la suma algebraica de los calores (energías) de los procesos intermedios. 
 
Ejemplo: Formación del NaCl(s) a partir de Cl2(g) y Na(s). 1/2 Cl2(g) + Na(s) 
Qf
→ NaCl(s) 
 
Qf = calor de formación del NaCl Es = energía de sublimación Ea = electroafinidad 
Ed = energía de disociación Ei = energía de ionización Er = energía reticular 
 
 
1/2 Cl2(g) + Na (s) 1/2 Cl2 (g) + Na(s) 
 
 1/2 Ed > 0 Es > 0 1/2 Ed Es 
 
 Cl (g) Na(g) 
 Cl (g) Na (g) 
 Qf < 0 
 Qf Ea Ei 
 Ea < 0 Ei > 0 
 
 Cl –(g) Na+(g) Cl –(g) Na+(g) 
 
 
 Er < 0 
 Er 
 NaCl (s) 
 NaCl (s) 
 
 
 
 
 En esta ecuación la energía desprendida < 0 y la energía absorbida > 0 
 
 
Ejercicio 1. Haz un diagrama del ciclo de Born-Haber para el CaF2. 
Qf = 1/2 Ed + Ea + Es + Ei + Er Er = Qf – (1/2 Ed +Ea +Es+Ei) 
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2.4. - PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS 
 
 Debido a las intensas fuerzas atractivas electrostáticas que se establecen entre los 
cationes y los aniones de la red, los compuestos iónicos: 
 
- Tienen elevados puntos de fusión y ebullición, ya que se necesita mucha energía (calor) 
para debilitar o romper la red, por lo que a temperatura ambiente son sólidos. 
 
- Son duros, aunque frágiles, quebradizos, ya que al 
golpearlos se distorsiona la red, enfrentándose 
iones del mismo signo, lo que produce repulsiones 
entre ellos y se pueden partir en láminas. 
 
- Sólo son solubles en disolventes polares, como el 
agua, el alcohol, etc. Cada ión atrae al polo de 
carga opuesta del disolvente; si esta fuerza es 
mayor que las fuerzas atractivas entre los iones de 
la red el sólido se disolverá. También se puede 
justificar en términos energéticos: La energía 
liberada en la unión de los iones con las 
moléculas del disolvente se llama energía de 
solvatación (hidratación en el caso del agua), que 
si es superior a la energía reticular, se consigue 
romper los enlaces y el sólido se disuelve, 
quedando los iones separados unos de otros y 
rodeados de moléculas de disolvente. Los sólidos 
más duros no se pueden disolver. 
 
 Ej : NaCl(s) + H2O → Na+(aq) + Cl−(aq) 
 
- En estado sólido no conducen la corriente 
eléctrica, ya que los electrones están fijos, 
pero sí la conducen si están fundidos o en 
disolución, puesto que los iones gozan de 
libertad de movimiento y pueden desplazarse 
atraídos por la carga contraria de un 
generador. Esta conducción no es por 
electrones sino por iones y se llama 
conducción electrolítica. 
 
 
 ánodo (+) (-) cátodo 
 
 
 
 
 
 
 
 Cl– Na+ 
 
 Disolución de NaCl en agua 
 
- Numerosos compuestos iónicos al formarse incorporan moléculas de agua a sus iones de 
la red; en este caso se llaman hidratos y se nombran igual que los compuestos anhidros 
(sin agua) indicando con un prefijo el número de moléculas de agua y la terminación 
hidratado. 
 Ejemplos: CuSO4 . 5 H2O sulfato de cobre (II) pentahidratado. 
 MgCl2 . 6 H2O cloruro de magnesio hexahidratado. 
 
Ejercicio 2. Relaciona la Er con la solubilidad de los sólidos iónicos. 
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3.- ENLACE COVALENTE 
 
 Este tipo de enlace se forma entre dos no metales por compartición de electrones, 
dando lugar a la formación de moléculas. 
 
Los electrones compartidos (uno o varios pares) se llaman de enlace, enlazantes o 
par/pares enlazantes, los cuales, una vez formado el enlace pertenecen a la vez a los dos 
átomos que se unen, mientras que los electrones que no participan en el enlace se llaman no 
enlazantes o solitarios. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Fig.1 Fig.2 
 
 
 
 
 
* La formación del enlace covalente se puede ver en un diagrama energético (fig.1): Cuando 
existen grandes distancias entre los átomos, no hay interacción entre ellos por lo que la 
energía del conjunto se puede tomar nula. A medida que se acercan, experimentan la atracción 
de un núcleo sobre la nube electrónica del otro, cada vez mayor, produciéndose una 
disminución energética hasta alcanzar un mínimo de energía, que se corresponde con la 
situaciónmás estable. Si se siguen acercando más los átomos, las fuerzas repulsivas entre las 
nubes electrónicas y entre los núcleos de ambos hace que el conjunto se haga más inestable, 
aumentando su energía. 
 
* Si al aproximar dos átomos aumenta la energía del conjunto, éste se hace más inestable por 
lo que nunca llegarían a formar enlace (fig.2); es el caso de los gases nobles que se presentan 
en forma de moléculas monoatómicas. 
 
 
• Hay dos tipos de enlace covalente: 
 
Covalente normal: cada átomo aporta un electrón al enlace. Ej: H2. 
 
Covalente coordinado o dativo: los dos electrones de enlace son aportados por un 
solo átomo. Ej: H3O
+. 
 
 
 
 Para explicar el enlace covalente han surgido diversas teorías: 
 
 
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3.1. TEORÍA DE LEWIS 
 
Esta teoría se basa en la regla del octete electrónico: “Una molécula es estable 
cuando los átomos que la forman tienen ocho electrones en la capa de valencia 
(configuración de gas noble)”, excepto el hidrógeno que es estable con 2 electrones. 
 
En los diagramas de Lewis, los electrones del último nivel se representan con 
puntos, cruces, aspas, etc., o con guiones en el caso de los pares electrónicos, distribuidos 
alrededor del símbolo del átomo. 
 
Veamos los diagramas de Lewis para algunas moléculas: 
 
 
hidrógeno ( H2 ) •H + H× •H H× o H – H 
 
 
cloro ( Cl2
 ) :
••
••
Cl
.
 + x
××
××
Cl x
x 
−
−
•Cl
−
−
× Cl o Cl – Cl 
 
agua (H2O) ×H . 
.
H× o H – O – H 
 
 
amoniaco (NH3) 
×H . 
.
H× o H – N – H 
 
 H H 
 
 
 .. 
ión amonio (NH4
+) H – N – H + H + H + 
 
 H H – N – H 
 
 H 
 
oxígeno (O2) 
••
••
O •
• 
x
x
××
××
O 
••
••
O 
××
××
O O O 
 
 
nitrógeno (N2) 
•
• N 
•
•
• 
x
x
x N
x
x 
•
• N N 
x
x N N 
 
 
• Los enlaces iónicos también se pueden explicar con la teoría de Lewis. 
 
Ejemplo: CaCl2 
 
 :
••
••
Cl
.
 
××
Ca :
••
••
Cl
.
 ⇒ Cl − Ca2 + Cl − 
••
••
O
••
•×
N
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Reglas para las estructuras de Lewis 
 
La representación de las estructuras de Lewis para moléculas sencillas no plantea 
dificultades. Sin embargo, para moléculas e iones más complejos es conveniente seguir las 
siguientes reglas: 
 
� Se suman los electrones de valencia de todos los átomos, teniendo presente que si se trata 
de un anión además hay que sumar tantos electrones como cargas tenga, y si es un catión se 
quitan tantos electrones como cargas. 
 
� Se calcula el número de electrones necesarios para que todos los átomos cumplan la regla 
del octeto (el átomo de H sólo debe tener dos electrones). 
 
� Se calcula el número de electrones compartidos, restando al número de electrones 
necesarios para el octeto los electrones de valencia disponibles. 
 
� Se escribe la estructura básica del compuesto, para lo cual se selecciona el átomo central, 
generalmente el menos electronegativo y se une con enlaces sencillos a los demás átomos. El 
Hidrógeno siempre es terminal y generalmente el Oxígeno, salvo en la unión O – H. 
 
� Se forman los posibles enlaces múltiples si el número de electrones que deben compartirse 
es mayor que los ya compartidos en la estructura básica. 
 
� Se colocan los electrones restantes no compartidos (e de valencia – e compartidos) para 
completar el octeto de los átomos. Si se trata de iones, la carga del ión se pone como 
superíndice del corchete. 
 
Ejemplos: 
 
1) ClO3
-
 1 átomo de Cl × 7 e + 3 átomos de O × 6 e + 1 e de la carga negativa = 26 e de valencia 
 
 4 átomos × 8 e cada átomo = 32 e necesarios para el octeto 
 
 32 – 26 = 6 e compartidos Estructura básica: O – Cl – O 
 
 26 – 6 = 20 e no compartidos O 
 
todos los electrones que deben compartirse ya lo están, por lo que se distribuyen el resto de electrones 
para completar el octeto: 
−
−
O – Cl – 
−
−
O 
 
−
O 
2) HNO3 1 átomo de H × 1 e + 1 átomo de N × 5 e + 3 átomos de O × 6 e = 24 e de valencia 
 
 1 átomo de H ×2 e + 4 átomos × 8 e cada átomo = 34 e necesarios para el octeto 
 
 34 – 24 = 10 e compartidos Estructura básica: O – N – O – H 
 
 24 – 10 = 14 e no compartidos O 
 
se han compartido 8 e, por lo que deben 
compartirse otros 2 e , con formación de 
−
−
O – N – 
−
−
O – H 
−
−
O = N – 
−
−
O – H 
un doble enlace en dos posiciones posibles O 
−
O 
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Limitaciones de la teoría de Lewis: 
 
 Con esta teoría se pueden explicar la mayoría de las moléculas, pero no puede explicar: 
 
� la gran estabilidad de moléculas en las que hay átomos que no cumplen la regla del 
octete, sino que tienen defecto o exceso de electrones, como NO , BF3, PCl5 , SF6, I3
- .. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
� la geometría de las moléculas, es decir, la disposición espacial de los átomos que 
forman las moléculas. 
 
 
3.2. PARÁMETROS MOLECULARES 
 
 A veces, para un compuesto se pueden proponer varias estructuras de Lewis, por lo 
que para deducir su estructura correcta hay que recurrir a los siguientes parámetros 
moleculares deducidos experimentalmente: 
 
* Longitud de enlace es la distancia internuclear en la que el compuesto es más 
estable (mínima energía), es decir, la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por 
enlace covalente (ver fig. 1, pag. 6). 
 
* Energía de enlace es la energía desprendida en la formación de un enlace 
covalente. (ver fig.1, pag. 6). Se suele referir a un mol de enlaces y expresar en kJ/mol. Para 
romper el enlace formado y separar los átomos a una distancia infinita, es preciso aportar una 
energíaigual o superior a la energía de enlace. Esta energía mínima se llama energía de 
disociación. 
Para el hidrógeno (H2), la longitud de enlace es 0,74 
0
A y la energía de enlace 430 
kJ/mol. Lógicamente, existe una relación entre la longitud de enlace y la fortaleza del mismo: 
a menor longitud de enlace, mayor fortaleza. 
 
* Orden de enlace es el número de enlaces covalentes que se forman entre dos 
átomos. Inicialmente Lewis consideró que siempre sería un número entero y menor que 4. 
Más adelante veremos que el orden de enlace puede ser también un número fraccionario. 
 
 * Ángulo de enlace es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los 
núcleos de los átomos. 
 
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3.3.- RESONANCIA 
 
En muchos compuestos, la representación de las moléculas con una sola estructura de 
Lewis es inadecuada, ya que ninguna de las posibles estructuras representa al compuesto y sus 
propiedades en su totalidad. Estos casos se justifican con el concepto de resonancia, según el 
cual, la estructura correcta es intermedia entre todas las posibles. 
 
Así, para el ozono, O3, hay dos fórmulas de Lewis equivalentes que cumplen la regla 
del octeto: 
 
 
Ninguna por separado es válida, ya que el ozono tiene dos enlaces idénticos, con 
carácter intermedio (longitud y energía de enlace) entre el simple y el doble. La fórmula 
correcta es una mezcla, combinación o hibridación de ambas, que se denomina híbrido de 
resonancia. 
 
Cada fórmula resonante se suele representar entre corchetes: 
 
 
 
 
La resonancia no es una oscilación entre una estructura y otra. En todo momento, la 
estructura correcta es una combinación de las dos. 
 
Otro ejemplo conocido de híbrido de resonancia es el ión nitrato, NO3
- 
 
 
 
 
 
 
Cuando hay resonancia, el orden de enlace es el promedio del valor que tiene en las 
fórmulas resonantes. Así, en el O3 el orden de enlace O – O es 3/2, es decir, el promedio entre 
1 (que tiene en una estructura) y 2 (que tiene en la otra). En el ión nitrato NO3
-, el orden de 
enlace N – O será: (2 + 1+ 1) /3 = 4/3 
 
Como acabamos de ver, el concepto de resonancia introduce en la teoría de Lewis la 
posibilidad de que los órdenes de enlace sean fraccionarios. 
 
Experimentalmente se comprueba que el calor de formación de los compuestos con 
estructuras resonantes es mayor que el de los compuestos representados por una estructura 
única, es decir, son más estables. La causa es, por tanto, que la deslocalización de los 
electrones estabiliza las moléculas de los compuestos, fortaleciendo sus enlaces. El exceso de 
energía de enlace o energía estabilizadora se denomina energía de resonancia. 
 
 
Ejercicio 3. Escribe las estructuras resonantes y obtén el orden de enlace en las especies: 
 SO2, C6H6 y NO2
- 
 
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3.4. GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS. MÉTODO DE REPULSIÓN ENTRE 
LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (MRPEV): 
 
 Este método, basado en la teoría de Lewis, considera que la geometría de las 
moléculas está determinada por la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia 
del átomo central: 
“ Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) de la capa de valencia 
del átomo central se disponen en el espacio de forma que queden lo más alejados posible 
unos de otros, para que la repulsión sea mínima”. 
 
Para deducir la geometría se forman las estructuras de Lewis y se aplica la regla: 
 
 
Nº de pares 
de electr. del 
átomo central 
 
 
Disposición de los pares de electrones 
(Geometría) 
Ángulo 
de enlace 
teórico 
 
Ejemplo 
 
2 
 
 
 Lineal 
 
180º 
 
Be Cl2 
 
3 
 
 
 Triangular plana 
 
120º 
 
BF3 
 
4 
 
 
 Tetraédrica 
 
 
 
109,5º 
 
CH4 
 
5 
 
 
 
 Bipirámide trigonal 
 
 
 
 
90º y 120º 
 
PCl5 
 
6 
 
 
 Octaédrica 
 
 
 
90º 
 
SF6 
 
 
Ejemplos: 
 
Be Cl2 Cl x . Be . x Cl nº de pares de e
- del Be = 2 ⇒ molécula Lineal 
 
 ⇒ α = 180º 
 
 F x x F 
BF3 
.
 
•
B 
. 
 nº de pares de e- del B = 3 ⇒ Triangular plana 
 
x
F ⇒ α = 120º 
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CH4 H 
 nº de pares de e- del C = 4 ⇒ Tetraédrica 
 C 
 H H ⇒ α = 109,5º 
 H 
 
• Si el átomo central tiene pares no compartidos, la disposición de los pares de electrones 
se deduce de forma semejante, pero la geometría de la molécula no resulta la misma, y 
además se modifican los ángulos teóricos de enlace por la mayor repulsión que ejercen 
los pares solitarios (no enlazantes) sobre los pares enlazantes. De forma general, la 
repulsión entre los pares de electrones sigue el orden: PS – PS > PS – PE > PE – PE 
 
 
 
NH3 N nº de pares de e
- del N = 4 ⇒ Disposición tetraédrica, 
 H H pero un par no está compartido (no unido a H) ⇒ 
 H Pirámide trigonal 
 α teórico=109,5º , α real=106,6º , 
 por la repulsión del par de electrones solitario 
 
 
H2O O nº de pares de e
- del O = 4 ⇒ Disposición tetraédrica, 
 pero dos pares no están compartidos ⇒ Angular 
 H H α teórico=109,5º , α real=104,5º 
 por la repulsión de los pares de electrones solitarios 
 
 
Cl2O O el O tiene 4 pares de electrones ⇒ disposición tetraédrica, 
 Cl Cl pero 2 pares son no compartidos y por tanto es Angular 
 
 
• Si el o los átomos centrales forman enlaces múltiples, a efectos de la disposición espacial 
de los pares de electrones se consideran como si fuesen enlaces sencillos: 
 
 
C2H4 H H 
 C = C cada átomo de C tiene “3 pares de electrones” ⇒ 
 H H Triangular plana 
 
 
C2H2 H – C ≡ C – H cada átomo de C tiene “2 pares de electrones” ⇒ LinealCO2 O = C = O el átomo de C tiene “2 pares de electrones” ⇒ Lineal 
 
 
SO2 S el S tiene “3 pares de electrones” ⇒ disposición trigonal, 
 O O pero 1 par es no compartido y por tanto es Angular 
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3.5.- TEORÍA DEL ENLACE VALENCIA 
 
Se basa en la idea actual de los orbitales atómicos, y considera que los únicos orbitales que 
participan en el enlace son los que tienen electrones desapareados (en la capa de valencia), 
mientras que los demás orbitales permanecen inalterados. 
 
 * Se llama covalencia o valencia covalente, al “número de enlaces covalentes que puede 
formar un átomo” y viene determinada por el número de electrones desapareados que tiene o 
puede tener un átomo. Aunque los electrones estén apareados, si existen orbitales vacíos en la 
misma capa pueden desaparearse y participar en el enlace. 
 
En los ejemplos anteriores la covalencia del H es 1, la del O es 2 y la del N es 3. 
 
La configuración del N es 1s2 2s2 2p3 por tanto, la cov N =3 
 
 
* La teoría del enlace valencia dice: 
 
 “Al acercarse los átomos para formar el enlace, se produce un solapamiento, una 
superposición, una interpenetración de los orbitales, de las nubes electrónicas, que trae como 
consecuencia el apareamiento de los electrones”, que quedarán con espines contrarios. Los 
electrones, al formarse la molécula, continúan ocupando los orbitales atómicos de los átomos 
individuales. 
 
 Ejemplo: 
 
 + ⇒ 
 
 
 H H H – H 
 
 Ahora bien, para que se pueda formar el enlace, el solapamiento de los orbitales tiene que 
ser grande, efectivo, y para ello se requiere que: 
- Los orbitales tengan energías semejantes. 
- La dirección del solapamiento sea la adecuada. 
 
 Se pueden formar dos tipos de enlace: 
 
- enlace sigma (σ): Tiene lugar por el solapamiento frontal de los orbitales, y en ellos la región 
de máxima densidad electrónica rodea al eje internuclear. 
 
- enlace pi (π): Tiene lugar por el solapamiento lateral de los orbitales, y en ellos hay una 
región de densidad electrónica nula a lo largo del eje internuclear. 
 
Los orbitales s, por ser esféricos, no tienen ninguna dirección preferente de 
solapamiento, pero los orbitales p sí, ya que están orientados en las tres direcciones de los ejes 
coordenados, y no todas las direcciones de solapamiento son efectivas. 
 
 El enlace σ se forma entre s + s , s + p , mientras que p + p puede formar σ o π 
dependiendo de la dirección de solapamiento. 
 
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El enlace sigma es más fuerte que el pi, puesto que el solapamiento es mayor. 
 
Sólo pueden formarse los siguientes enlaces: 
- Si el enlace es sencillo: un enlace σ. 
- Si el enlace es doble: un enlace σ y un enlace π. 
- Si el enlace es triple: un enlace σ y dos enlaces π. 
 
 
• Veamos algunos ejemplos: 
 
 
 
* Molécula de flúor, F2 : [F] =1s
2 2s2 2p5 , 
 
El átomo de flúor tiene un electrón desapareado en un orbital p, por lo que al acercar los 2 
átomos se producirá un solapamiento frontal de los orbitales y se forma un enlace σ p+p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
* Molécula de oxígeno, O2 : 
 
[O] = 1s2 2s2 2p4 , 
 2s 2p 
 
 El átomo de Oxígeno tiene dos electrones 
desapareados en los orbitales p, por lo que al acercar 
los átomos se produce un solapamiento frontal, 
originándose un enlace σ p+p, y un solapamiento 
lateral (enlace π p+p), dando lugar a un doble 
enlace. O = O 
 
 
 
 
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* Molécula de nitrógeno, N2: [N] = 1s
2 2s2 2p3 , 
 2s 2p 
 
 El átomo de Nitrógeno tiene tres electrones 
desapareados en los orbitales p, por lo que al 
acercar los átomos se produce un solapamiento 
frontal originándose un enlace σ p+p y dos 
solapamientos laterales (enlaces π p+p), dando 
lugar a un triple enlace. 
 
 
 
3.6.- ORBITALES ATÓMICOS HÍBRIDOS. GEOMETRÍA. 
 
Uno de los aciertos de esta teoría radica en poder explicar la geometría de las moléculas. 
 
Ejemplos: 
 
* Todas las moléculas diatómicas, sean iguales o distintos los átomos (F2 , H2 , HF), son 
lineales. 
 
Veamos la molécula de Cl2: 
 
[ Cl ] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl – Cl 
 
 1 enlace σ p + p 
 
 
* La deducción en moléculas poliatómicas es más compleja. Así la molécula de H2S es 
angular, con los ángulos teóricos de enlace de 90º, aunque experimentalmente son algo 
mayores, lo cuál se podría interpretar por la repulsión entre los orbitales de los átomos de H. 
 
[S] =1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
 se forman 2 enlaces S – H 
 σ p + s 
 3s 3p 
 S H S H 
 
[H] = 1s1 90º 
 H H 
 
 
• Sin embargo, en varias moléculas los datos experimentales no concuerdan con los datos 
teóricos, tal es el caso de la molécula de BeF2: 
 
 
[Be] = 1s2 2s2 , 
 2s 2p 2s 2p 
[F] = 1s2 2s2 2p5 
 
 
 
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El berilio no tiene electrones desapareados, sin embargo, 
puede promocionar un electrón desde el orbital 2s al 2p, 
ya que la diferencia energética es pequeña, y de esta 
forma tener dos electrones desapareados, que se pueden 
unir a los electrones desapareados de los orbitales p de los 
átomos de flúor, dando lugar a una molécula angular con 
dos enlaces: σ s + p y σ p + p, de diferente longitud de 
enlace y ángulos de enlace de 90º. 
 
 
Ahora bien, los datosexperimentales demuestran que el ángulo de enlace es de 180º y las 
dos longitudes de enlace son iguales. Para subsanar estas dificultades surgió la teoría de la 
hibridación: 
 
“Algunos átomos centrales al enlazarse no participan con orbitales puros (s, p, d.. ), sino 
que forman orbitales híbridos, mezcla de los orbitales puros”. 
 
• Los orbitales híbridos son orbitales atómicos y cumplen ciertas condiciones: 
 
- El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales 
puros que se mezclan. 
- Todos los orbitales híbridos que se forman tienen la misma energía 
(degenerados) 
- Los orbitales híbridos se orientan en el espacio de manera que las repulsiones 
electrónicas sean mínimas. 
- Los orbitales híbridos dan siempre lugar a enlaces σ. 
 
Las hibridaciones más importantes son las obtenidas a partir de los orbitales s y p, y 
los orbitales híbridos resultantes tienen la misma forma que los orbitales p, pero con uno de 
los lóbulos mucho más desarrollado que el otro: 
 
Hibridación sp o digonal: resulta de la combinación de un orbital s y de un orbital p, 
originándose dos orbitales híbridos sp, que se sitúan en el espacio linealmente, disposición 
lineal (digonal). 
 
 
 
 
 
 
Ejemplo: difluoruro de berilio, BeF2 : 
 
 [Be] = 1s2 2s2 → 1s2 2s1 2p1 → 1s2 2(sp)2 
 
 ; ; 
 2s 2p 2s 2p sp p 
 
 [F] = 1s2 2s2 2p5 
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Cada uno de los híbridos sp (con 1 e-) del Be forman un enlace σ sp + p, con cada 
uno de los orbitales p (con 1e- desapareado) de los átomos de F, resultando una molécula 
lineal con ángulos de enlace de 180º. 
 
 
 
 
 
 
Hibridación sp2 o trigonal: resulta de la combinación de un orbital s y dos orbitales p, 
originándose tres orbitales híbridos sp2, que se sitúan en el espacio dirigidos hacia los vértices 
de un triángulo equilátero, disposición triangular plana (trigonal). 
 
Ejemplo: trifluoruro de boro, BF3 : 
 
 [B] = 1s2 2s2 2p1 → 1s2 2s1 2p2 → 1s2 2(sp2)3 
 
 ; ; 
 2s 2p 2s 2p sp2 p 
 
 [F] = 1s22s22p5. 
 
 
Cada uno de estos híbridos sp2 (con 1 e-) del B 
forma un enlace σ sp2+p, con cada uno de los orbitales p 
(con 1e- desapareado) de los átomos de F, resultando una 
molécula triangular plana (trigonal), con ángulos de 
enlace de 120º. 
 
 
Hibridación sp3 o tetragonal: resulta de la combinación de un orbital s y tres orbitales p, 
originándose cuatro orbitales híbridos sp3, que se sitúan en el espacio dirigidos hacia los 
vértices de un tetraedro regular, disposición tetraédrica (tetragonal). 
 
Ejemplo: Metano, CH4 : 
 
 [C] = 1s2 2s2 2p2 → 1s2 2s1 2p3 → 1s2 2(sp3)4 
 
 ; ; 
 2s 2p 2s 2p sp3 
 
 [H] = 1s1 
 
Cada uno de estos híbridos sp3 
(con 1e-) del C forma un enlace σ sp3+s, 
con cada uno de los orbitales s (con 1e- 
desapareado) de los átomos de H, 
resultando una molécula tetraédrica con 
ángulos de enlace de 109,5º. 
 
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Ejercicios resueltos: 
 
1) Explica por la teoría de la hibridación la geometría de la molécula de agua, así como el 
ángulo de enlace de 104,5º. 
 
Se podía considerar que el O participa en la formación de los enlaces con orbitales p 
puros, resultando una molécula angular con ángulos de 90º, bastante alejados del ángulo real, 
por ello es de suponer que el O presenta hibridación sp3 con ángulos teóricos de 109,5º. De los 
cuatro orbitales híbridos, dos se unen a dos átomos de H y los otros dos contienen un par de 
electrones sin compartir. 
 
[O] = 1s22s22p4 → 1s2 2(sp3)6 
 ; 
 2s 2p sp3 
[H] = 1s1 
 
Se forman dos enlaces O-H de tipo σ sp3+s 
resultando una molécula angular con 
ángulos teóricos de enlace de 109,5º, y 
como consecuencia de la repulsión de los 
pares no enlazantes sobre los H, la 
molécula se cierra hasta los 104,5º. 
 
 
 
2) Explica la molécula del amoniaco. 
 
Por el M.R.P.E.V. se deduce que el N presenta hibridación sp3, con ángulos teóricos 
de 109,5º. De los cuatro orbitales híbridos, tres se unen a tres átomos de H y el cuarto contiene 
un par de electrones sin compartir. 
 
 [N] = 1s22s22p3 → 1s2 2(sp3)5 ; ; 
 2s 2p sp3 
 [H] = 1s1 
 
 
 Se forman tres enlaces N–H de tipo σ 
sp3+s , resultando una molécula 
piramidal de base triangular con el N 
en el vértice con ángulos teóricos de 
enlace de 109,5º, y como consecuencia 
de la repulsión del par no enlazante, la 
molécula se cierra hasta los 106,6º, 
menos que en el agua, por tener un 
sólo par no enlazante. 
 
 
 
 
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3) Explica la molécula del etano, CH3 - CH3. 
 
Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma orbitales híbridos sp3 
 
[C] = 1s2 2s2 2p2 
 ; ; 
 2s 2p 2s 2p sp3 
[H] = 1s1 
 
 
Se forman los siguientes enlaces: 
C – C , 1 enlace σ sp3+sp3 
C – H , 6 enlaces σ sp3+s 
 
La molécula tiene geometría tetraédrica 
con ángulos de enlace de 109,5º 
 
 
4) Explica la molécula del eteno (etileno) CH2 = CH2. 
 
Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma orbitales híbridos sp2, quedando un 
orbital p sin hibridar con un electrón, perpendicular al plano de los híbridos. 
 
[C] = 1s2 2s2 2p2 
 ; ; 
 2s 2p 2s 2p sp2 p 
[H] = 1s1 
 Se forman los siguientes enlaces: 
 C = C , 1 enlace σ sp2+ sp2 y 1 enlace π p+p 
 C – H , 4 enlaces σ sp2+ s 
 
 La molécula tiene geometría trigonal plana. 
. (ángulos de enlace de 120º) 
 
 H HC = C 
 H H 
 
 
5) Explica la molécula del etino (acetileno), CH ≡ CH. 
 
Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma híbridos sp, quedando dos orbitales p 
sin hibridar con un electrón, perpendiculares al eje de los híbridos. 
 
[C] = 1s2 2s2 2p2 
 ; ; 
 2s 2p 2s 2p sp p 
[H] = 1s1 
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 Se forman los siguientes enlaces: 
 C ≡ C , 1 enlace σ sp + sp y 2 enlaces π p+p 
 C – H , 2 enlaces σ sp + s. 
 
 La molécula es lineal, con α de 180º 
 
 H – C ≡ C – H 
 
 
Ejercicio 4. Explica por orbitales las moléculas del dióxido de carbono y del metanal. 
 
* El carbono en los compuestos orgánicos siempre tiene covalencia 4, pero presenta distinta 
hibridación: 
 - En los alcanos sólo hay enlaces C – C , forma híbridos sp3. 
 - En los alquenos, cetonas, ácidos… donde hay enlaces C = C y C = O forma híbridos sp2 
 - En los alquinos, donde hay enlace C≡C forma híbridos sp. 
 
 Ejemplo: 5-hexen-3-in-2-ona CH≡C – CH = CH – CO – CH3 
 sp sp sp2 sp2 sp2 sp3 
 
 
Estas consideraciones están en concordancia con los datos experimentales: 
 - Longitud de enlace: C – C 1,54 
0
A - Energía de enlace: C – C 347 kJ/mol 
 C = C 1,34 
0
A C=C 598 “ 
 C≡C 1,20 
0
A C≡C 811 “ 
 
• Los dobles y triples enlaces, a diferencia de los enlaces sencillos C-C, son rígidos, no 
tienen posibilidad de rotación alrededor del eje, ya que se romperían los enlaces π. 
 
• Veamos la estructura del benceno, C6H6, donde se da un nuevo tipo de enlace: 
 
La estructura clásica propuesta por Kekulé y basada en la teoría de Lewis, es la de un 
anillo hexagonal plano con los átomos de C en los vértices, unidos a un H, y con tres dobles 
enlaces alternos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sin embargo, los datos experimentales demuestran que todos los enlaces son iguales y su 
longitud y energía de enlace es intermedia entre un enlace sencillo y uno doble. La explicación 
que se le dio a este hecho fue considerar que la estructura real del benceno es un híbrido de 
resonancia o mesómero, resultante de la combinación de dos formas resonantes imaginarias, 
es decir, el benceno no existe en dos o más formas diferentes, sino que la verdadera molécula 
es la combinación de las formas resonantes: 
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La explicación por orbitales es la siguiente: [C] = 1s2 2s2 2p2 
 
 
 
 2s 2px 2py 2pz 2s 2px 2py 2pz híbridos sp
2 2p 
 
El C presenta hibridación sp2, quedando un orbital p semilleno. Con los orbitales 
híbridos cada átomo de C forma enlaces σ sp2+sp2 con otros 2 átomos de C y 1 enlace 
σ sp2+s con 1 átomo de H, dando lugar a un anillo hexagonal plano: 
 
 
 H H 
 
 
 H H 
 
 
 H H 
 
 Por otra parte, los orbitales p semillenos están dispuestos perpendicularmente al plano 
del anillo y no se solapan lateralmente dos a dos, ya que entonces dará la estructura de Kekulé: 
 
 
 
 
 
 
 
 
sino que los 6 orbitales forman un enlace π con 6 electrones, continuo, deslocalizado a los 6 
átomos de C, con densidad electrónica por encima y por debajo del plano del anillo: 
 
 
 H H 
 
 H H 
 
 
 H H 
 
 
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→→
=µ d.q 
 
 +q d -q 
 
 
→
µ 
3.7. - POLARIDAD DE LOS ENLACES Y MOLÉCULAS 
 
 Cuando los átomos que se unen mediante enlace covalente son iguales o de la 
misma electronegatividad, los electrones compartidos de enlace están igualmente atraídos por 
los dos núcleos y se encuentran aproximadamente a la mitad de distancia internuclear y el 
enlace se dice que es apolar. Ejemplos: H – H , O = O , F – F . 
 
Pero si los átomos son distintos, el más electronegativo atrae más fuertemente a los 
electrones de enlace, los cuales se desplazan hacia él, originándose una cierta densidad de 
carga negativa en dicho extremo, mientras que en el otro extremo hay una cierta deficiencia 
electrónica, por lo que aparece la misma densidad de carga pero positiva, originándose un 
dipolo eléctrico y el enlace se dice que es polar o dipolar. Ejemplos: H – O , H – F , C – Cl. 
 
Estas densidades de carga (δ), son cargas parciales, no alcanzan el valor de la carga 
de 1 electrón, ya que entonces el enlace sería iónico. 
 
 
 
 
 
 
 
La polaridad de un enlace viene determinada por el momento dipolar 
→
µ (mu) que es una 
magnitud vectorial: 
 
 
 
 
 
Módulo: el producto de la carga de uno de los polos (ambos tienen el mismo valor, pero de 
signo contrario) por la distancia entre los núcleos de los átomos. 
Dirección: la de la línea que une las cargas (núcleos). 
Sentido: desde la carga + a la - 
 
Para deducir la polaridad de las moléculas no basta con ver si los enlaces son polares, 
además hay que tener en cuenta su geometría, ya que el momento dipolar total de la molécula 
es la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces. 
 
 Se pueden distinguir los siguientes casos: 
 
1) Moléculas diatómicas: Si el enlace es polar la molécula es polar, y si el enlace es apolar la 
molécula también lo es. 
 
2) Moléculas poliatómicas: Si los enlaces son apolares la molécula también lo es, pero si los 
enlaces son polares la molécula puede ser polar o apolar. Así, las moléculas simétricas son 
siempreapolares, pues el momento dipolar total es cero, ya que que se anulan los 
momentos dipolares de los enlaces que la forman; sin embargo, las moléculas asimétricas 
con enlaces polares son polares ya que el momento dipolar total es distinto de cero. 
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Veamos algunos ejemplos: 
 
δ+
H 
δ−
F 
→
µ ≠ 0 
δ−
Cl 
 
 
δ+4
C 
δ−
F 
δ+2
Be 
δ−
F 1
→
µ 2
→
µ 
δ−
Cl 
δ−
Cl 
 
→
µ = 1
→
µ + 2
→
µ = 0 
δ−
Cl 
→
µ = 1
→
µ + 2
→
µ + 3
→
µ + 4
→
µ = 0 
 
 
δ−2
O 
 
δ−
F 1
→
µ 
δ+
H 
δ+
H 
δ−
F 
δ+3
B 3
→
µ 
→
µ = 1
→
µ + 2
→
µ ≠ 0 
 
δ−
F 2
→
µ 
δ−3
N 
 
→
µ = 1
→
µ + 2
→
µ + 3
→
µ = 0 
δ+
H 
δ+
H 
 
δ+
H 
 
→
µ = 1
→
µ + 2
→
µ + 3
→
µ ≠ 0 
 
3.8.- FUERZAS INTERMOLECULARES 
 
 En los compuestos covalentes además de los enlaces entre átomos, también hay 
enlaces entre moléculas, ya que de no ser así todas estas sustancias se encontrarían en estado 
gaseoso a cualquier temperatura. Estas fuerzas intermoleculares se deben a las interacciones 
entre los dipolos de las moléculas, y entre ellas están: 
 
- Enlaces de hidrógeno. 
- Enlaces o fuerzas de Van der Waals. 
 
Enlaces de hidrógeno 
 
Se forma cuando el H se une a los átomos más electronegativos: F, O y N; no se 
forma con el Cl a pesar de tener la misma electronegatividad que el N, motivado por el gran 
tamaño del átomo de Cl que impide un buen solapamiento. 
 
 La gran electronegatividad del otro átomo (F,O,N), hace que la nube electrónica está 
muy deformada originándose un dipolo muy intenso (el H prácticamente actúa como protón 
H+). Si dos de estos dipolos se aproximan, se produce la atracción electrostática entre el 
extremo positivo de un dipolo y el negativo del otro A - δ  H +δ ..... A - δ  H +δ. El enlace 
de H se representa con una línea de puntos para diferenciarlo del enlace covalente normal. 
 
Debido a la fortaleza de este tipo de enlace se pueden explicar el comportamiento 
anómalo de los puntos de fusión y ebullición de los hidruros: H2O, NH3 y HF, demasiados 
altos respecto a los demás hidruros de sus grupos. También se forman enlaces de H en los 
alcoholes, fenoles, etc. 
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Si observamos los puntos de fusión y ebullición de los hidruros del grupo VIA, 
comprobamos para el agua valores muy superiores a los esperados. 
 
 
δ−2
O 
δ−2
O 
 
δ+
H 
δ+
H 
δ+
H 
δ+
H 
 
δ− 2
O 
 
δ+
H 
δ+
H 
δ+
H 
δ+
H 
 
δ−2
O AGUA 
δ−2
O 
 
δ+
H 
δ+
H 
 
 F F F F 
 Punto de ebullición H H H H 
 
 
Por extrapolación al agua le debería corresponder un punto de ebullición de –80ºC, 
sin embargo, es mucho mayor, 100ºC, lo cuál indica que las fuerzas intermoleculares en su 
caso son mucho más intensas que en el resto de los hidruros del grupo. Esta fortaleza todavía 
es mayor en el HF por la mayor diferencia de electronegatividad, y hace que a temperatura 
ambiente no se encuentre en forma de moléculas discretas, sino polimerizado como (HF)n , 
valiendo n de 2 a 6, aunque a partir de 100ºC se encuentra sólo como HF. 
 
Enlaces o fuerzas de Van der Waals 
 
 También son de naturaleza dipolar aunque más débiles que el enlace de Hidrógeno. 
Pueden ser de dos tipos: 
 
Dipolo permanente - Dipolo permanente (de orientación o de Keeson), se producen en las 
moléculas polares como HCl, H2S, etc., estableciéndose la interacción entre los polos 
opuestos de los dipolos vecinos, dando lugar a la orientación de las moléculas. 
 
 Cl - δ  H +δ ..... Cl - δ  H +δ La fortaleza aumenta con la intensidad del dipolo. 
 
Dipolo instantáneo – Dipolo inducido (de dispersión o de London), 
se producen en las moléculas apolares, como O2, N2, Cl2, etc.. 
Debido al movimiento electrónico, en un instante determinado la 
distribución de la nube electrónica en la molécula es asimétrica, es 
decir, los electrones se concentran en una zona, originándose un 
dipolo con una determinada orientación (de vida muy corta, ya que 
un instante después la orientación del dipolo cambia), lo que 
induce en las moléculas vecinas otra deformación, otros dipolos, y 
se originan fuerzas de atracción entre ellos. 
 
 
Estas interacciones también se dan en las moléculas polares reforzando los efectos 
de las fuerzas de orientación y, de hecho, son más importantes. 
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Las fuerzas intermoleculares de Van der Waals son fuerzas débiles, más débiles que 
los enlaces de hidrógeno, enlaces iónicos y enlaces covalentes, pero aumentan con la masa 
(volumen) molecular, ya que entonces se deforman más fácilmente las nubes electrónicas, 
pudiendo originar dipolos más intensos, lo cuál se pone de manifiesto en los puntos de 
ebullición de los halógenos: F2 (–188ºC) , Cl2 (–34ºC),Br2 (58,8ºC), I2 (184,5ºC). 
 
 
3.9. - PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES 
 
 Los compuestos en los que sus átomos están unidos por enlaces covalentes pueden 
ser de dos tipos, con propiedades muy distintas: 
 
Sustancias covalentes moleculares: los átomos están enlazados formando moléculas entre 
las que se establecen débiles fuerzas de Van de Waals, por lo que: 
 
- Los puntos de fusión y ebullición son bajos, por lo que a temperatura ambiente suelen ser 
gases (Cl2), aunque también las hay líquidas (H2O, Br2) y sólidas (I2), dependiendo de la 
intensidad de las fuerzas de Van de Waals. 
 
- Las sustancias más polares son solubles en disolventes polares (agua, alcohol) y no se 
disuelven en disolventes apolares (éter, benceno, CCl4), mientras que las sustancias 
apolares solo se disuelven en disolventes apolares. “Semejante disuelve a semejante” 
 
 Ejemplo: HCl + H2O → H+(aq) + Cl−(aq) 
 
- No conducen la corriente eléctrica, ya que no tienen electrones ni iones con libertad de 
movimiento, 
 
- Ejemplos: He , H2 , CH4 , Cl2 , H2O , CO2 , HCl , NH3 , SO3, etc. 
 
 
 
 
Estructura del hielo 
 
 
 
 
 
 
Sustancias covalentes atómicas o redes atómicas: los átomos se enlazan entre sí mediante 
enlaces covalentes muy fuertes, dando lugar a moléculas gigantes o redes macromoleculares, 
formadas por un número muy elevado de átomos iguales o distintos, debido a lo cuál: 
 
- Los puntos de fusión y ebullición son muy altos, por lo que a temperatura ambiente son 
sólidos muy duros. 
 
- Son insolubles en cualquier disolvente. 
 
- No conducen la corriente eléctrica. 
 
- En general, están formados a partir de C o de Si y de algunos elementos de la diagonal del 
S.P.. 
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Ejemplos: 
 
El diamante está formado por átomos de C, que adoptan hibridación sp3, unidos 
tetraédricamente en las tres direcciones del espacio mediante enlaces covalentes. 
El grafito está formado por átomos de C, con hibridación sp2, formando hexágonos 
unidos en dos direcciones a modo de láminas, en las cuales los átomos de C están unidos por 
enlaces covalentes, mientras que las láminas están unidas entre sí por fuerzas de Van der 
Waals, lo que explica que se pueda exfoliar y utilizar como lubricante. 
El SiO2 (sílice), que forma minerales como el cuarzo, ópalo, etc., tiene una 
estructura tetraédrica con el Si (híbridos sp3) como átomo central, siendo todos los enlaces 
covalentes. 
 
 diamante grafito 
 
 
 
 
 
 
3.10. - TRANSICIÓN ENTRE EL ENLACE IÓNICO Y EL COVALENTE 
 
 Se puede considerar que los enlaces covalentes polares son parcialmente iónicos; 
este carácter iónico se acentúa cuanto mayor sea la polaridad del enlace, y en consecuencia las 
propiedades se asemejan más. De acuerdo con esto, se podría decir que hay un único tipo de 
enlace iónico-covalente, siendo los enlaces covalentes puros (apolares) y los enlaces iónicos 
sus casos extremos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Según la escala de Pauling, la relación entre el 
porcentaje de carácter iónico y la electronegatividad 
viene dada por la gráfica: 
 
 
 
4. - ENLACE METÁLICO 
 
Propiedades de los metales 
 
- Los puntos de fusión y ebullición varían mucho, aunque son moderados o altos (en general 
más bajos que los de los sólidos iónicos y más altos que los de los compuestos covalentes 
moleculares), por lo que a temperatura ambiente son sólidos, salvo el Hg que es líquido. 
- Son dúctiles y maleables, es decir, se pueden estirar en hilos o formar láminas. 
- Son muy buenos conductores del calor y de la electricidad debido a la gran libertad de 
movimiento de los electrones. 
0
20
40
60
80
100
0 0,5 1 1,5 2 2,5 3
diferencia de EN
%
 d
e 
ca
ra
ct
er
 ió
ni
co
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- Tienen brillo metálico; con sus superficies pulidas no absorben prácticamente la luz, sino 
que la reflejan, de ahí su color plateado. 
- Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de luz (efecto fotoeléctrico) o en 
forma de calor (efecto termoiónico). 
 
• Estas propiedades de los metales no se pueden explicar considerando que el enlace es 
covalente, porque quedarían muchos orbitales de la capa de valencia vacíos y el conjunto 
sería muy inestable y, además, los electrones no tendrían apenas movilidad; tampoco puede 
ser iónico porque los metales no forman aniones, sólo forman cationes. Ante esta dificultad 
para explicar las propiedades, surgió el modelo del mar de electrones, llamado también 
del gas electrónico o de la nube electrónica, que dice: 
 
 Los metales están formados por sus cationes que ocupan los nudos de un retículo 
cristalino, bañados por un mar (gas, nube) de electrones. Estos electrones son los que se 
desprendieron al formarse los cationes, que ya no pertenecen a un átomo concreto, sino al 
conjunto de la red y se mueven libremente por los huecos que dejan los cationes. El conjunto 
resulta estable por las atracciones electrostáticas que se establecen entre los cationes y los 
electrones de la nube electrónica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Las redes cristalinas que forman los metales son principalmente tres: 
 
- Cúbica centrada en el cuerpo (I.C.= 8). Ej: Li, Na, K, Ba, Fe, etc. 
- Cúbica centrada en las caras (I.C.= 12). Ej: Ca, Sr, Fe, Ni, Cu, Ag, Au ,etc. 
- Hexagonal compacta (I.C.=12). Ej: Be, Mg, Co, Zn, etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 cúbica centrada en el cuerpo cúbica centrada en las caras hexagonal compacta 
 
 
 
 
 
 
 
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• El enlace metálico sólo se puede dar en los metales, ya que los elementos deben tener baja 
E.I. para formar fácilmente los cationes, y orbitales de valencia vacíos para que los 
electrones se muevan con facilidad. Esta teoría es muy sencilla y no puede explicar ciertos 
aspectos de la conductividad por lo que se amplió con el modelo de bandas (no interesa en 
este curso). 
 
 
Resumen de los tipos de sustancias: 
 
 
 
Covalente 
Molecular 
 
 
Covalente 
Atómica (red) 
 
Iónica 
 
Metálica 
 
 
Partículas constituyentes 
 
Moléculas 
 
Átomos 
 
Cationes y 
Aniones 
 
Cationes y 
electrones 
 
 
Fuerzas de enlace entre las 
partículas 
 
Van der Waals 
Enlace de H 
 
Electrones 
compartidos 
(enl. covalente) 
 
Atracción 
electrostática 
catión – anión 
 (enl. iónico) 
 
Atracción 
cationes-
electrones 
(enl. metálico) 
 
 
 Mecánicas 
 Eléctricas 
PropiedadesPto. fus, y eb. 
 Solubilidad 
 
 
 
Muy blandas 
Aisladoras 
Bajo o moderado 
Disolv. polares o 
apolares 
 
Muy duras 
Aisladoras 
Muy alto 
Insoluble 
 
Duras y frágiles 
Aisladoras 
Alto 
Disolv. polares 
 
Duras o blandas 
Conductoras 
Moderado o alto 
Insoluble 
 
Ejemplos 
 
 
Cl2 , H2O 
 
SiO2 , Ge 
 
NaCl , K2CO3 
 
Na , Fe 
 
 
 
Puntos de fusión y de ebullición: 
 
Covalente atómico > Iónico > Metálico > Covalente molecular > Covalente molecular 
 (Enlaces de H) (Van der Waals) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EJERCICIOS Y CUESTIONES 
 
1.- Indica el tipo de enlace que se forma entre: 
a) Átomos con elevado potencial de ionización y elevada afinidad electrónica. 
b) Átomos de bajo potencial de ionización y baja afinidad electrónica. 
c) Un átomo de bajo potencial de ionización y otro de elevada afinidad electrónica. 
 
2.- Explica mediante diagramas de Lewis, la formación de los siguientes compuestos: BaS , 
MgF2 , PH3 , H2S , CH3COCH3 , HCN. 
 
3.- De las siguientes moléculas: NO, C2H4, N2, CCl4 y SO2, indica: a) en qué moléculas todos 
los enlaces son sencillos; b) en qué moléculas existe algún enlace múltiple; c) en qué 
moléculas existe algún enlace triple; d) en qué moléculas existe un número impar de 
electrones. 
 
4.- Los iones H3O
+ y BF −
4 se forman por las reacciones: H2O + H
+ y BF3 + F
-, 
respectivamente. Escribe sus estructuras con diagramas de Lewis. ¿Qué tipos de enlace se 
forman?. 
 
5.- Identifica todos los tipos de enlace que se deben encontrar en un cristal de sulfato de litio. 
 
6.- Explica las valencias iónicas del Mg , Al y S, así como las covalencias del O, S, F y Cl. 
 
7.- Si la molécula de BI3 es apolar, ¿cuál puede ser su geometría?. Explica por la teoría del 
enlace valencia los enlaces formados y ángulos de enlace. 
 
8.- ¿ Es polar la molécula de SiH3F ?. Explícalo. 
 
9.- Escribe mediante diagramas de puntos la molécula de peróxido de hidrógeno H2O2. 
Sabiendo que su momento dipolar no es nulo, ¿qué se puede deducir en cuanto a su 
geometría?. Explícalo por orbitales. 
 
10.- A la vista de la tabla, indica el tipo de sustancia y cuáles serán solubles en CCl4: 
 
Sustancia 
 
Punto de 
fusión (ºC) 
 
Conductividad eléctrica en 
estado sólido , estado líquido 
 
Solubilidad 
en agua 
 
Tipo de 
sustancia 
Solubilidad 
en CCl4 
 
1 
 
1600 
 
Mala Mala 
 
No 
 
 
2 612 
 
Mala Buena 
 
Si 
 
 
3 
 
662 
 
Buena Buena 
 
No 
 
 
4 
 
1500 
 
Buena Buena 
 
No 
 
 
5 
 
- 70 
 
Mala Mala 
 
No 
 
 
6 
 
680 
 
Mala Buena 
 
Si 
 
 
7 
 
- 110 
 
Mala Mala 
 
No 
 
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11.- Uno de estos compuestos NCl5 y PCl5 no puede existir. Según la teoría del enlace 
valencia, ¿cuál es y por qué?. 
 
12.- Razona la veracidad o falsedad de la afirmación: " El cloruro de sodio y el cloruro de 
hidrógeno, puesto que originan iones en disolución acuosa, pertenecen a la categoría de 
sólidos iónicos". 
 
13.- ¿ Por qué, a presión y temperatura ambientales, el SiO2 es un sólido muy duro y de alto 
punto de fusión y el CO2 es un gas?. 
 
14.- Ordena razonadamente según sus puntos de fusión crecientes los siguientes compuestos 
iónicos: KF , RbI , RbF , CaF2 . 
 
15.- Ordena de mayor a menor energía reticular los compuestos: CaO, KI, KF y CaS, e indica 
cuál será el más duro y el de mayor punto de fusión. 
 
16.- Predice el orden creciente de los puntos de fusión de las siguientes sustancias: óxido de 
dicloro, cloro, cloruro de sodio y tetracloruro de carbono. 
 
17.- Razona de las siguientes moléculas las que presentan enlace de hidrógeno 
 H2S , HF , HBr , CH3OH , CH4 , H2 
 
18.- ¿Por qué el punto de ebullición del etanol es considerablemente superior al del etano?. 
 
19.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 9, 19 y 29, respectivamente, indica 
el tipo de enlace que formarían: A-A, B-B, C-C y A-B. 
 
20.- Se tienen cuatro elementos A, B, C y D situados en el mismo periodo. Su estructura de 
valencia es de 1, 3, 5 y 7 electrones, respectivamente. Indica: 
a) ¿Qué fórmula tendrán los compuestos de A con D y de B con D ?. 
b) ¿Qué características tendrá el compuesto formado por C y D?. 
 
21.- Sabiendo que el punto de ebullición del N2 es - 196 ºC y que el del CCl4 es de 77 ºC, y 
que sus energías de enlace son 940 kJ/mol para el N≡N y 335 kJ/mol para el C-Cl, indica lo 
que puedes deducir acerca de las fuerzas de Van de Waals que presentan estas moléculas. 
 
22.- Dadas las siguientes sustancias: cloruro potásico, agua, cloro, sodio, amoniaco y dióxido 
de carbono, explica: 
a) Tipo de enlace que presenta cada una. 
b) ¿Cuáles formarán moléculas y cuáles cristales? 
c) ¿Qué moléculas serán polares?. 
 
23.- Explica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del 
fluoruro de cesio a partir de los enlaces de cada uno. 
 
24.- Las energías de enlace para cloro, bromo y yodo siguen el orden Cl2 > Br2 > I2, mientras 
que los puntos de fusión I2 > Br2 > Cl2, de tal forma que a temperatura ambiente el cloro es 
gas, el bromo es líquido y el yodo es sólido. Razona este comportamiento. 
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AUTOEVALUACIÓN 
 
1.- Indica la respuesta correcta: 
( I: enlace iónico , C: enlace covalente , 
 M: enlace metálico , N: gas noble): 
 
 HBr H2 Mg NaI Ar 
a) 
b) 
c) 
d) 
C 
I 
C 
C 
N 
C 
C 
C 
C 
M 
I 
M 
I 
C 
I 
I 
N 
C 
N 
N 
 
2.- Con los compuestos iónicos que pueden 
formarse con los elementos de la tabla, ¿cuál 
tendría mayor energía reticular?: 
 
 Br - I - Na+ K+ 
Radios (pm) 195 216 98 133 
 
 a) KBr , b) NaI , c) NaBr , d) KI 
 
3.- Las fuerzas que hay que vencer para 
disolver cloruro de potasio en agua son: 
a) Fuerzas de Van der Waals. 
b) Los puentes de hidrógeno del agua. 
c) La energía reticular. 
d) Las fuerzas de tipo electrostático. 
 
4.- En la unión entre el flúor y el bario: 
a) Cada átomo cede un electrón y se 
comparte el par de electrones. 
b) Un átomo de bario cede dos electrones 
a un átomo de flúor. 
c) Un átomo de bario cede dos electrones 
a dos átomos de flúor. 
d) Dos átomos de flúor ceden un electrón 
a un átomo de bario. 
 
5.- En un enlace iónico: 
a) El elemento de alta afinidad electrónica 
se encuentra en estado sólido. 
b) El elemento de baja energía de 
ionización cede electrones. 
c) El metal se disocia. 
d) El no metal se sublima. 
e) Los átomos se unen por fuerzas 
electrostáticas. 
f) La energía reticular depende del 
tamaño de los iones. 
 
 
6.- ¿Cuál de los siguientes compuestos tendrá 
mayor punto de fusión: 
a) Mg F2 
b) Mg I2 
c) Mg Br2 
d) Mg Cl2 
 
7.- En un compuesto formado por enlace 
metálico: 
a) Se comparten electrones. 
b) Existen electrones deslocalizados. 
c) Existen iones positivos. 
d) Los átomos se une por fuerzas de Van 
der Waals. 
e) El enlace persiste cuando se funde el 
metal. 
 
8.- Conocidos los siguientes valores 
(expresados en kJ/mol) : 
 Q f (KBr) = -391,7 , A.E. (Br) = -337,3