Enlace Químico

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QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 1 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
ENLACE QUÍMICO 
La mayor parte de las especies químicas que encontramos en la Naturaleza no son átomos 
aislados, sino que los elementos se presentan ligados a otros formando estructuras más estables, 
es decir que poseen menor energía que la que tenían sus átomos por separado. Si los átomos 
que se unen son iguales la sustancia resultante es un elemento, en caso contrario se trataría de 
un compuesto. 
Las fuerzas que mantienen unidos estos átomos en los distintos agregados se denominan 
enlaces químicos. También estudiaremos las fuerzas que se ejercen las moléculas entre sí y que 
son las responsables de muchas de las propiedades físicas de las sustancias (fuerzas 
intermoleculares) 
Denominaremos enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos los 
iones, átomos o moléculas formando los distintos agregados químicos. 
Las propiedades físicas y químicas que presenten las distintas sustancias dependerán de la 
naturaleza del enlace con el que se encuentren unidos los átomos de sus elementos. En 
particular, las reacciones químicas que presentan las sustancias son el resultado de la ruptura y 
formación de enlaces entres sus átomos. 
 Así mismo, cualquier teoría que estudie los enlaces químicos deberá poder explicar aspectos 
tales como la proporción en la que se unen los átomos, las geometrías de las moléculas 
resultantes y la energía del enlace producido. 
Existen tres modelos extremos de enlace químico: 
 el enlace iónico 
 el enlace covalente 
 el enlace metálico 
En realidad las propiedades que presentan la mayoría de los compuestos químicos necesitan 
de varios modelos de enlace para una descripción adecuada de las mismas. 
Según el valor relativo de las electronegatividades de los átomos que se enlazan se dará un 
tipo de enlace u otro. 
 
 
 
 
 
EN1.- Indica el tipo de enlace que se establecerá entre: a) O y N, b) Mg y S, c) F y Se y d) Ca y Br 
EN2.- Los números atómicos de tres elementos son A (Z=15), B (Z=20) y C (Z=35). Justifica qué tipo de enlace se dará entre: 
a) A y C y b) B y C 
Si, desde el punto de vista energético en un enlace químico, se produce una disminución de 
energía con respecto a las sustancias aisladas, desde el punto de vista electrónico esta situación 
de mayor estabilidad se manifiesta en una tendencia a adquirir la configuración de gas noble. 
Estos elementos, cuya última capa se encuentra completa con una estructura ns
2
 np
6
 (salvo 
el helio que posee 1s
2
), son excepcionalmente estables presentando escasa tendencia a 
combinarse, lo que llevó a Kossel y Lewis a proponer la llamada regla del octeto que consistía 
en suponer que los átomos de los diversos elementos se unen tratando de alcanzar 
configuraciones de gas noble. 
 
 
Electronegatividad Tipo enlace Se produce entre ... Ejemplo 
Muy diferente Iónico Metal y no metal NaCl 
Altas y semejantes Covalente No metales entre sí H2O 
Bajas y semejantes Metálico Metales entre sí Hierro 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 2 - 
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ENLACE IÓNICO 
En la anterior unidad vimos que los metales presentan bajos valores de energía de ionización 
y de electronegatividad; tienen tendencia a ceder electrones. Por el contrario los no metales con 
valores de electronegatividad elevados tienen tendencia a captar electrones. 
Cuando se unen un elemento metálico y otro no metálico, el primero es capaz de ceder 
electrones al segundo, de esta forma ambos adquirirán configuración de gas noble 
convirtiéndose, el metal en un ion positivo y el no metal en uno negativo. La atracción 
electrostática que se producirá entre iones de distinta carga será la responsable del enlace que se 
originará entre estas sustancias. 
Veamos como se produce un enlace iónico: 
Formación de iones. Se produce una transferencia de electrones entre el metal y el no metal. 
Este paso es desfavorable desde el punto de vista energético. 
Na (1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
1
) - 1 e
-
  Na
+
 (1s
2
 2s
2
 2p
6
) EI = 495 kJ/mol 
Cl (1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
5
) + 1 e
-
  Cl
-
 (1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
3p
6
) AE = – 349 kJ/mol 
Si el proceso descrito es deficitario en energía ¿cuál es la causa de que se forme el NaCl (s)? 
Formación del cristal iónico. Una vez constituidos los iones se organizan de modo que sean 
máximas las atracciones entre los iones de carga opuesta y se minimicen las repulsiones entre 
los de igual carga. Se forma una red cristalina tridimensional de aniones y cationes, colocados 
en posiciones fijas a una distancia que se corresponde con la suma de los radios iónicos 
(
Na Cl
d r r   ). Esta circunstancia permite que un ion interaccione con los demás alcanzándose 
una situación de máxima estabilidad. En este proceso se libera la llamada energía de red (U) 
que compensa el defecto energético de la formación de iones. 
 Se define energía de red (U) como la cantidad de energía liberada cuando se forma un mol 
de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones constitutivos en estado gaseoso. 
En muchos casos el valor de esta magnitud (U) no se puede medir directamente, pero puede 
hacerse indirectamente mediante el denominado ciclo de Born-Haber. Se basa en la hipótesis 
de que el balance energético ligado a un proceso es el mismo se desarrolle en una sola etapa o 
en una serie de fases parciales (Ley de Hess) 
 
Veamos como ejemplo el caso del cloruro de sodio (NaCl): 
(Como veremos en la Unidad de Termoquímica, las energías absorbidas por un sistema se consideran 
positivas, mientras que las que cede negativas) 
A. Proceso directo de formación del NaCl (s) a partir de sus elementos constituyentes en 
estado estándar (más estable) 
ΔHF (Variación de Entalpía de Formación NaCl) = – 441,1 kJ/mol 
(Energía intercambiada, a presión constante, en la formación de un mol de un compuesto a partir de los elementos 
que lo integran en su estado más estable) 
B. Formación del NaCl (s) a través de un proceso en etapas: 
i) Formación de los átomos en estado gaseoso 
- ΔHS (Energía de Sublimación del sodio)= +107,8 kJ/mol 
- ΔHD (E. de Disociación del cloro gas) = +242,6 kJ/mol 
ii) Formación de los iones en estado gaseoso: 
- EI (Energía de Ionización del sodio) = +495,4 kJ/mol 
- AE (Afinidad Electrónica del cloro) = –348,8 kJ/mol 
iii) Formación de la red cristalina U (Energía de Red NaCl) 
= ¿? 
 
 
Cl (g) 
Na
+
 (g) 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ + 
+ + + 
ΔHF 
½ ΔHD 
½ Cl2 
Na (s) 
+ 
ΔHS 
S 
AE 
 EI 
U 
Na (g) 
Cl
‒
 (g) 
- 
- - 
- 
- 
- - 
- 
NaCl (s) 
- - - - 
- - - - 
- - - - - 
+ 
+ 
+ 
+ + 
+ 
- - - - 
- - - - 
- - - - - 
+ 
+ 
+ 
+ + 
+ 
- - - - 
- - - - 
- - - - - 
+ 
+ 
+ 
+ + 
+ 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 3 - 
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Teniendo en cuenta el principio de conservación de la energía, en este ciclo se cumplirá que: 
Δ HF = ΔHS + ½ ΔHD + AE + EI + U  
– 411,1 kJ/mol = 107,8 kJ/mol + ½ (242,6) kJ/mol + (– 348,8) kJ/mol + 495,4 kJ/mol + U  
 U = – 786,8 kJ/mol 
En la mayoría de los compuestos iónicos la energía de red (U) tiene un valor negativo 
elevado que compensa el balance energético desfavorable de las restantes etapas. (Tabla I) 
 
Ejercicio resuelto 1.- Calcula la energía de red (U) del óxido de potasio a partir de los siguientes datos: 
ΔHDisociación(O2) = 494 kJ/mol ΔHSublimación(K) = 90 kJ/mol ΔHFormación(K2O) = – 562,6 kJ/mol 
EI(K) = 418,4 kJ/mol 1ªAE (O) = – 141 kJ/mol 2ªAE (O) = 844 kJ/mol 
A) Proceso directo: 
2K (s) + ½ O2 (g) → K2O (s) ΔHFormación(K2O) = – 562,6 kJ/mol 
B) Proceso indirecto: 
1) Formación de los átomos en estadogaseoso: 
 2 K(s) → 2 K(g) 2.ΔHSublimación(K) = 2.(+90 kJ/mol) 
 ½ O2 (g) → O(g) ½ ΔHDisociación(O2) = ½ (+494 kJ/mol) 
2) Formación de los iones en estado gaseoso: 
2 K (g) → 2 K
+
 (g) 2.EI (K) = 2.(+418,4 kJ/mol) 
O (g) → O
-
 (g) 1ª AE (O) = – 141 kJ/mol 
O
-
 (g) → O
2-
 (g) 2ª AE (O) = + 844 kJ/mol 
3) Formación de la red iónica del K2O (U) 
2 K
+
 (g) + O
2‒
 (g) → K2O (s) U? 
Teniendo en cuenta el principio de conservación de la energía 
ΔHFormación(K2O) = 2.ΔHSublimación(K) + ½ ΔHDisociación(O2) + 2.EI (K) + 1ª AE (O) + 2ª AE (O) + U 
‒ 562,6 kJ/mol = 2.(90 kJ/mol) + ½ ( 494 kJ/mol) + 2.(+418,4 kJ/mol) + (– 141 kJ/mol) + 844 kJ/mol + U 
U = – 2529,4 kJ/mol 
EN3.- A partir de su configuración electrónica determina qué ion tenderán a formar los siguientes elementos: Sr, Al, F y Cu 
EN4.- Representa el ciclo de Born-Haber para el 
CaBr2 y, a partir de los datos que se te proporcionan en 
la tabla adjunta, determina el calor de sublimación del 
calcio. Sol: 120,7 kJ/mol 
 
Cuanto más negativa sea U más estable será la red iónica y mayores serán las fuerzas de 
atracción entre los iones que forman el compuesto iónico 
El cálculo teórico de la energía de red (U) puede hacerse mediante la ecuación de Born-
Landé: 
 
2
1 2 AZ .Z .e .N .A 1
U - 1
d n
 
  
 
 
 Z = carga de iones y d la distancia internuclear
donde A = constante de Madelung 
 n = factor de compresibilidad





 
Los valores de A y n dependen del tipo de red que se forme. 
 Si nos fijamos en la anterior ecuación los valores que se obtendrán de U se encontrarán 
influenciados por el tamaño de los iones y por su carga. 
 Cuanto menores sean los radios de los distintos iones, menor será la distancia entre 
ellos y mayor su atracción, lo que se traducirá en un aumento en los valores de la energía de red. 
 Cuanto mayor sea la carga de los iones mayor será la intensidad con la que 
interactuarán y, por consiguiente, mayor será su energía de red. Este factor es más determinante 
que el anterior a la hora de evaluar variaciones en los valores de U de diversos compuestos 
iónicos. 
Si las cargas de los iones tienen una gran influencia en la energía de red ¿por qué la red 
ΔHFormación (CaBr2 (s)) - 675 kJ/mol 2ª EI (Ca (g)) 1145,3 kJ/mol 
ΔHVaporización (Br2 (l)) 315 kJ/mol 1ª AE (Br (g)) - 324 kJ/mol 
ΔHDisociación (Br2 (g)) 193 kJ/mol U (CaBr2 (s)) - 2391 kJ/mol 
1ª EI (Ca (g)) 590 kJ/mol ΔHSublimación (Ca (s)) ¿? 
2 K (s) + ½ O2 (g) 
2 K (g) + ½ O2 (g) 
2 K (g) + O (g) 
2 K+ (g) + O (g) 
2 K+ (g) + O
–
 (g) 
2 K+ (g) + O2–
 (g) 
K2O (s) 
E
N
E
R
G
ÍA
 
ΔHF (K2O (s)) 
U (K2O) 
2.ΔHS 2 K (s) → 2 K (g) 
 2.EI 2K (g) → 2K+ (g) 
O (g) → O2–
 (g) 2ª.AE 
O (g) → O
–
 (g) 1ªAE 
 ½ ΔHD ½ O2 (g) → O (g) 
(g) 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 4 - 
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Centrada en las caras Centrada en el cuerpo 
Tabla 2. TIPOS DE REDES IÓNICAS 
Compuestos 
Í. Coordinación 
Anión / Catión 
Estructura de la 
red iónica 
NaCl, NaBr 6 / 6 Centrada en las caras 
CsCl, Cs Br 8 / 8 Centrada en el cuerpo 
ZnS, BS 4 / 4 Tetraédrica 
TiO2 3 / 6 Triangular 
CaF2 4 / 8 Tetraédrica 
 
iónica del cloruro de sodio se encuentra formada por iones Na
+
 y Cl
-
 y no por Na
2+
 y Cl
2-
? Pues 
porque la formación de un ion Na
+
 a partir del átomo de sodio requiere una aportación de 
energía de 495,4 kJ/mol e implica la eliminación del único electrón de la capa de valencia 
mientras que la formación del Na
2+
 requeriría un aporte de 
5060 kJ/mol (1ªEI + 2ªEI) puesto que supone la eliminación 
de un segundo electrón situado en una capa interna. Este valor 
tan elevado de energía no es compensado por la energía de red 
del compuesto formado. 
Como se observa en la tabla I los valores (absolutos) de U 
son más elevados en el caso de los óxidos metálicos que en los 
halogenuros y entre éstos los mayores valores de U se 
corresponden con los menores tamaños de los iones 
correspondientes. 
Redes iónicas 
En los compuestos iónicos los distintos iones se ordenan en estructuras tridimensionales 
compactas, denominadas redes iónicas, en las que cada ion se encuentra rodeado del máximo 
número posible de iones del signo contrario. Se puede distinguir es ellas una forma básica, 
llamada celdilla unidad, que se repite indefinidamente en todo el cristal 
Se denomina índice de coordinación al número de iones del signo contrario que rodean un 
ion determinado en una red iónica. 
El tipo de red en que cristalizan los diversos compuestos iónicos viene determinada por el 
índice de coordinación de cada ion el cual depende de: 
 los tamaños relativos de los iones y 
 de las cargas de los mismos 
En el NaCl cada ion Cl
 –
 podría rodearse de 12 iones Na 
+
, pero como 
alrededor de cada Na
+
 sólo pueden colocare 6 iones Cl 
–
 y en este 
compuesto el número de Na
+
 ha de ser igual al de Cl 
–
 (se ha de mantener 
la neutralidad eléctrica del compuesto), se obtiene como resultado una 
red iónica en la que cada ion se encuentra en el centro de un tetraedro en 
el que en cada uno de los 6 vértices se sitúan los iones del signo 
contrario, dando lugar a una red cúbica centrada en las caras. 
En el caso del CsCl cada ion es rodeado de 8 del signo contrario por 
que resulta una red en la que cada ion ocupa el centro de un cubo 
en cuyos vértices se encuentran los iones del signo opuesto 
dando como resultado una red centrada en el cuerpo 
Si el compuesto está formado por iones de distinta carga, caso 
de la fluorita (CaF2), el índice de coordinación del catión será el 
doble que el del anión de manera que se mantenga la neutralidad 
del compuesto; en este caso los índices de coordinación son 8 
para el catión y 4 para el anión. 
Como habrás podido suponer, en un compuesto iónico no 
existen verdaderas moléculas, ya que un cristal está formado por un elevadísimo número de 
iones de carga opuesta. En estos compuestos la fórmula sólo nos indica la proporción en la que 
se encuentran los distintos iones en la red iónica. 
Propiedades de los compuestos iónicos. 
Las propiedades de los compuestos iónicos están relacionadas con intensidad de las fuerzas 
electrostáticas que mantienen unidos los iones en la red cristalina. Muchas de ellas (puntos de 
fusión y ebullición, solubilidad, dureza,…) están ligadas a los valores de las energías de red de 
estos compuestos 
 Puntos de fusión y ebullición. La mayoría de los compuestos iónicos son sólidos que 
poseen elevados puntos de fusión y ebullición. La intensa atracción entre los iones de distinto 
signo hace que sea necesario aportar mucha energía para romper la red cristalina (p.e. el NaCl 
 F Cl Br I O S 
Li 1046 861 818 759 Be 4523 
Na 929 787 751 702 Mg 3850 3406 
K 826 717 689 645 Ca 3511 3119 
Rb 790 692 665 629 Sr 3283 2975 
Cs 734 660 636 603 Ba 3115 2832 
Tabla 1. ENERGÍAS RETICULARES (kJ/mol) DE 
ALGUNOS COMPUESTOS IÓNICOS 
 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 5 - 
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funde a 801 ºC, el MgO a 2640 ºC). La presencia de iones en los compuestos fundidos y las 
atracciones que experimentan explica también, sus elevados puntos de ebullición. En general, 
cuanto mayor sea el valor de la energía de red de un compuesto, más elevados serán sus puntos 
de fusión y ebullición. 
 Dureza y fragilidad. La oposición de estos compuestos a ser rayados está relacionada 
con la intensidad de las fuerzas electrostáticas que 
hay que vencer (dureza). Sin embargo, ejerciendo 
una fuerza moderada sobre la red se puede 
provocar un desplazamiento de una capa de iones 
sobre su contigua consiguiendo que queden 
enfrentados iones del mismo signo; esta situaciónconlleva la aparición de repulsiones 
electrostáticas y la consiguiente ruptura de enlaces (fragilidad) 
Solubilidad. Los compuestos iónicos se 
disuelven, generalmente, en disolventes polares. 
Las moléculas del disolvente rodean a los iones 
situados en la superficie de la red cristalina del 
compuesto iónico. Si esta interacción es mayor 
que las atracciones que mantienen unidos los 
iones en la red iónica se producirá el 
desmoronamiento de la misma y los iones 
quedarán libres en el disolvente rodeados de sus moléculas; este proceso se denomina 
solvatación (hidratación si el disolvente es agua) 
 Conductividad. En estado sólido, estos compuestos, y debido a las posiciones fijas que 
mantienen los iones en la red, no son conductores de la electricidad. Sin embargo sí lo son 
cuando se encuentran fundidos o disueltos puesto que los iones que formaban la red iónica 
quedan libres con la posibilidad de poder desplazarse. 
EN5 .- Clasifica los compuestos de cada una de las dos series siguientes en orden creciente de su energía de red: a) KCl, NaF y 
KI y b) CaO, KCl y SrS. 
EN6.- Ordena los siguientes compuestos iónicos NaCl, MgO y LiF según el valor creciente de: a) su energía de red, b) su 
punto de fusión y c) su solubilidad. 
ENLACE COVALENTE 
La gran mayoría de los compuestos químicos poseen unas propiedades físicas y químicas 
muy diferentes de las que presentan los compuestos iónicos. Son sustancias formadas por 
moléculas discretas, formadas, generalmente, por átomos de elementos no metálicos, que 
presentan unas geometrías definidas muy distintas a las redes cristalinas de los compuestos que 
acabamos de estudiar. 
Las fuerzas que mantiene unidos los átomos son más intensas que las encontradas en los 
compuestos iónicos (en compuestos iónicos encontramos agrupaciones de átomos que siguen 
unidos cuando la sustancia se encuentra bien disuelta o bien fundida como es el caso de iones 
NO3
‒
 , ClO4
‒
, SO4
2‒
…) 
Por tanto, es necesario introducir un nuevo modelo de enlace químico que explique estas y 
otras características presentes en este tipo de compuestos. 
La figura muestra cómo varía la energía del sistema cuando se aproximan dos átomos. 
Cuando éstos se encuentran muy separados, no existe interacción entre ellos y la energía 
del sistema es prácticamente nula. Al acercarse, aparecen fuerzas de naturaleza 
electrostática entre los electrones de un átomo y el núcleo del otro provocando un 
desplazamiento de las nubes electrónicas hacia la región del espacio situada entre ambos 
núcleos, a la vez que una disminución de energía del sistema. Si se sigue disminuyendo la 
distancia predominarán las fuerzas de repulsión entre las dos nubes electrónicas y entre los 
núcleos de ambos átomos provocando un incremento de la energía que conlleva una 
desestabilización del sistema. 
El desplazamiento de las nubes electrónicas a la zona internuclear, situación en la que los 
dos átomos comparten electrones, minimiza las repulsiones comentadas alcanzándose una 
+    + + 
+    + + 
+    + + 
+    + + 
+    + + 
+    + + 
F 
E
n
er
g
ía
 
Ee 
r r0 
Distancia 
internuclear → 
+ 
+ + 
+ 
+ 
 
+ 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
+ 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
+ δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
δ
-
 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 6 - 
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Cl ● 
● 
● ● 
● ● 
 Cl ● 
● 
● ● 
 
● ● 
H 
H O ● 
● 
● ● 
situación de equilibrio y máxima estabilidad en la que la energía del sistema es mínima. Esta 
situación se consigue para una determinada distancia internuclear (r0) denominada distancia de 
enlace. 
La formación del enlace va acompañada de un desprendimiento de energía denominada 
energía de enlace (Ee), que hace que la molécula formada por los dos átomos sea más estable 
que ambos por separado. 
Esta energía de enlace será la misma que la que se deberá aportar para romper el enlace 
formado. 
Teoría de Lewis 
G. Lewis (1875-1946) sugirió que cuando los átomos de los elementos no pueden alcanzar la 
estructura electrónica de gas noble mediante la ganancia o pérdida de electrones (como ocurre 
en el enlace iónico) pueden hacerlo compartiéndolos. Se producirá entonces un enlace 
covalente. Este tipo de enlace se establece cuando se combinan elementos que poseen 
electronegatividades elevadas y semejantes (no metales) 
Por ejemplo, la formación de la molécula de cloro (Cl2) puede explicarse por la unión de dos 
átomos de cloro que comparten un par de electrones formándose un enlace covalente entre ellos. 
Podemos representar la situación haciendo uso de la notación Lewis que toma como base el 
símbolo del elemento rodeado de tantos “●” o “x” como electrones tenga en su capa de valencia 
(si hay menos de cuatro se colocan uno a cada lado del símbolo, si hay más lo harán formando 
parejas) 
 
Cada uno de los átomos de cloro, que dispone de siete electrones en su capa de valencia, va a 
completar el octeto cuando se forma la molécula de Cl2, pues el par de electrones compartido 
pertenece simultáneamente a ambos átomos. 
Se suele representar mediante un guión el enlace covalente formado entre 
dos átomos y mediante “●” o “x” los electrones no compartidos. En la 
molécula de cloro, cada átomo presenta cuatro pares de electrones uno 
compartido (par enlazante) y los otros tres no compartidos (no enlazantes). 
Dependiendo del número de electrones que se precise, un átomo puede formar 
varios enlaces covalentes. En la molécula de agua, los dos átomos de hidrógeno 
están unidos al de oxígeno mediante enlaces covalentes formados por la 
compartición de un par de electrones cada uno; de esta forma el átomo de oxígeno, 
que forma dos enlaces covalentes, completa su capa de valencia con ocho 
electrones y cada uno de los de hidrógeno la suya con dos electrones: 
 
En los ejemplos vistos, Cl2 y H2O, cada uno de los electrones del par que forma el enlace es 
aportado por cada uno de los átomos que se enlazan. Puede suceder que los dos electrones del 
par enlazante sean aportados solamente por uno de los átomos. Por ejemplo, la formación del 
ion amonio por reacción entre una molécula de amoniaco NH3 y un protón H
+
: 
 
En este caso, el enlace covalente que se forma entre el amoniaco y el protón se realiza con el 
par de electrones no compartidos que el átomo de nitrógeno tenía en la molécula de amoniaco 
(una vez formado la carga positiva del H
+
 se dispersa por todo el sistema) 
Este tipo de enlace se denomina enlace covalente coordinado o dativo; se suele representar 
mediante una flecha dirigida desde el átomo que aporta los electrones al que no lo hace. Una 
vez formado, el enlace covalente coordinado o dativo no se diferencia de los demás enlaces 
covalentes. 
O ● ● 
● 
 
 
● 
 
●● 
 
x H + + x H 
x H O ● 
● 
● 
● ● 
● 
x 
H 
← 
H 
H N 
H 
H
 
+ H 
H N 
H 
● 
● H
+ 
+ 
Cl ● 
● 
● ● 
● ● 
● Cl ● 
● 
● ● 
● ● 
● Cl ● 
● ● 
 
 
●● 
 
●● 
 
+ Cl ● ● 
● 
 
 
●● 
 
●● 
 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 7 - 
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F
H 
● 
● 
 
● ● 
 ● 
● 
 
F
H 
● 
● 
 
● ● 
 
● 
● 
 
 S 
F
H 
● 
● 
 
● ● 
 
● ● 
 
F
H 
● 
● 
 
● ● 
 
● ● 
 
F
H 
● ● 
 ● 
● 
 
● ● 
 
F
H 
● ● 
 ● 
● 
 
● ● 
 
Cl ● 
● 
 
● ● 
 ● 
● 
 
 P 
Cl ● 
● 
 
● ● 
 
● 
● 
 
Cl ● 
● 
 
● ● 
 
● ● 
 
Cl ● 
● 
 
● ● 
 
● ● 
 
Cl ● 
● 
 
● ● 
 
● 
● 
 
SF6 PCl5 
BF3 
B 
F ● 
● 
 
 
●● 
 
●● 
 
F ● ● 
● ● 
 
 
●● 
 
 
 
F ● 
 ● 
 
 
●● 
 
●● 
 
Oxígeno O2 Nitrógeno N2 
= O 
●● 
 
●● 
 
O 
●● 
 
●● 
 ≡ N ● 
● 
 
● 
● 
 
N 
Orden deenlace C-C C=C C≡C 
Distancia (Ǻ) 1,54 1,34 1,20 
E. de enlace (kJ/mol) 348 612 837 
 
Cuando, en un enlace covalente, los átomos que lo forman comparten un par de 
electrones, decimos que están unidos mediante un enlace sencillo o simple. Pero es 
frecuente que, para completar su capa de valencia, los átomos implicados en un enlace 
compartan más de un par de electrones; cuando estos átomos comparten dos o tres 
pares de electrones se dice que forman enlaces múltiples. Si comparten dos pares 
hablamos de enlace doble como, por ejemplo en la molécula de 
oxígeno O2, y si son tres los pares de electrones compartidos se 
tratará de un enlace triple, como en el caso de la molécula de 
nitrógeno N2. 
La formación de enlaces múltiples confiere a las moléculas una estabilidad especial. A 
medida que aumenta el orden de enlace (sencillo, doble o triple) disminuye la distancia de 
enlace y aumenta la energía de enlace. 
Se observa que, a medida que aumenta el orden de enlace lo hace la energía de enlace. El 
enlace triple es más estable que el doble y éste más que el sencillo; sin embargo la energía de 
enlace del triple y la del doble no son el triple y doble, respectivamente, de la energía de enlace 
de la del simple. 
En las representaciones Lewis de iones deberemos considerar la carga que éste posea con el 
fin de añadir o eliminar electrones al sistema. 
Los iones poliatómicos que forman parte de los compuestos iónicos son especies cargadas 
que contienen átomos unidos mediante enlaces covalentes. Por ejemplo, el KNO3 es un 
compuesto iónico formado por los iones K
+
 y NO3
–
; éste último ion, a su vez, se encuentra 
formado por tres átomos de oxígeno y uno de nitrógeno enlazados covalentemente. 
EN7.- Indica la estructura Lewis de las siguiente moléculas: C2H6, NF3, CO2, C2H2, ClCN, H3PO4 y CH3COOH (en las 
moléculas poliatómicas el átomo central suele ser el elemento menos electronegativo) 
EN8.- Deduce la representación Lewis de los iones: O
2–
, H3O
+
, CN
–
 y CO3
2–
 
 
Excepciones a la regla del octeto 
La mayor parte de los compuestos covalentes comparten electrones hasta adquirir ocho en su 
capa de valencia, sin embargo la regla del octeto no justifica la formación de otros compuestos 
covalentes. En el caso de la molécula de hidrógeno, los átomos de este elemento completan su 
capa de valencia con tan sólo dos electrones. 
Otros elementos comparten más electrones que los necesarios para adquirir 
la configuración de gas noble. Este comportamiento es habitual en los átomos 
de los elementos del tercer periodo y siguientes (estos elementos disponen de 
orbitales d, con energías similares a las de los s y p de su mismo nivel, que 
pueden ser utilizados para la formación de los enlaces). 
Por ejemplo, en las moléculas de hexafluoruro de azufre SF6 y pentacloruro 
de fósforo PCl5, los átomos centrales S y P tienen, respectivamente, 12 y 10 
electrones en su capa de valencia (octeto expandido) 
También existen elementos del grupo 13, p.e. el boro y el aluminio, que tienden a formar 
enlaces covalentes sin lograr alcanzar la configuración de gas noble. En el trifluoruro de boro, el 
átomo del boro solo tiene tres pares de electrones (octeto incompleto) 
 Por último existen algunas moléculas, p.e. las de NO y NO2, que al contener un 
número impar de electrones nunca podrán cumplir la regla del octeto. 
Se puede concluir que lo que determina que se forme un enlace entre dos átomos no es tanto 
el alcanzar la configuración de gas noble sino el hecho de compartir electrones 
EN9.- De las siguientes moléculas CCl4, CO, SeCl6, BeH2 y BCl3 ¿cuáles tienen átomos que no cumplen la regla del octeto? 
EN10.- Representa la estructura Lewis del SCl6 y del IF7 
EN11.- Describe mediante las estructuras Lewis de las especies que participan, la reacción: AlCl3 + Cl 
–
 → AlCl4
–
 
 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 8 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
Resonancia 
En algunos casos las especies químicas pueden representarse por más de una estructura 
Lewis, sin que ninguna de ellas describa adecuadamente sus características. 
Para el ion nitrato (NO3
–
) se pueden obtener tres representaciones 
Lewis, en las que habrá que considerar el electrón adicional por 
tratarse de un ion mononegativo, que difieren en la localización del 
doble enlace. Las experiencias han demostrado que los tres enlaces 
N – O tienen la misma longitud, por lo tanto el representar el ion 
nitrato mediante una sola estructura daría una imagen falsa de dicho 
ion. Ante la dificultad de encontrar una buena representación para 
esta especie, se utiliza una combinación de estructuras Lewis separadas por flechas con dos 
puntas. 
Se considera que el ion es una mezcla de las tres estructuras. Cada una de ellas es una 
estructura resonante y la especie resultante de su combinación se denomina híbrido de 
resonancia. 
Dos estructuras de una molécula o un ion poliatómico son resonantes cuando difieren en la 
ordenación de sus electrones. (Cada forma resonante se suele representar encerrada entre 
corchetes y si se trata de un ion su carga se indica como superíndice) 
EN12.- Indica las estructuras resonantes que presentan las moléculas de O3 y SO3 
En algunas moléculas o iones, las estructuras Lewis que más contribuyen al híbrido de 
resonancia no son las que cumplen la regla del octeto sino aquellas en los que los átomos 
presentan menores valores de Carga Formal (CF). La Carga Formal sobre un átomo es la 
diferencia entre los electrones de valencia de ese átomo libre y los que se le asignan cuando 
se encuentra combinado (la mitad de los que comparte y todos los que no) 
CF = (nº e
-
 valencia)átomo aislado – (nº e
-
 sin compartir + ½ x nº e
-
 compartidos)molécula o ion 
Observando la figura adjunta, en donde se indican las Cargas Formales sobre los átomos, 
se comprueba que las dos estructuras b) presentan menores valores y por tanto serán 
representaciones Lewis más adecuadas para los iones sulfato y fosfato. 
Muchas de las propiedades de las sustancias dependen de su estructura interna. 
A diferencia del iónico, el enlace covalente es direccional; los átomos forman 
enlaces entre sí en determinadas direcciones. La geometría molecular viene determinada por la 
disposición de los átomos de una molécula en el espacio; esta disposición dependerá de los 
enlaces covalentes que forma cada átomo. 
Aunque la teoría de Lewis permite conocer el número y tipo de enlace que presentan los 
átomos en una molécula, no nos proporciona información sobre la geometría de la misma. Ésta 
puede determinarse por medio de técnicas sofisticadas como la difracción de rayos X o de 
electrones, espectroscopia infrarroja,…; de este modo se pueden conocer distancias y ángulos 
de enlace entre los átomos que forman la especie estudiada (ángulo de enlace es el formado por 
dos enlaces que contienen un átomo en común) 
Para comprender y predecir en qué direcciones se producen los enlaces covalentes y a partir 
de ahí, determinar la geometría de las moléculas con bastante precisión se utiliza el modelo o la 
Teoría de Repulsión entre los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) 
Teoría de Repulsión de los Electrones de la Capa de Valencia 
Los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central se sitúan en el espacio de tal 
forma que queden lo más alejados entre ellos con el fin de que sean mínimas las repulsiones que 
se ejerzan. Esta situación se conseguirá cuando sean máximos los ángulos entre dos pares de 
electrones cualesquiera. 
Esta teoría tiene en cuenta tanto los pares de electrones compartidos (enlazantes), que son los 
que forman el enlace covalente, como los no compartidos (no enlazantes), que, aunque no 
intervienen en los enlaces, ocupan un lugar en el espacio. Así, en la molécula de amoniaco, el 
nitrógeno queda rodeado por cuatro pares de electrones,tres de ellos enlazantes y uno no 
enlazante. 
O ● 
● 
 
 
●● 
 
 
 N 
O 
O ● ● 
● ● 
 
 
●● 
 
N 
O 
O 
O O ● 
● 
 
 
●● 
 
 
 N 
O ● ● 
● ● 
 
 
●● 
 
O 
Estructuras resonantes para el ion nitrato 
3NO 
–
- 
–
- 
–
- 
-2 
 O 
O S O 
 O 
-1 
-1 0 
0 
0 
 O 
O S O 
 O 
-1 
-1 -1 
-1 
+2
1 
-2 
 
a) 
b) 
Estructuras Lewis y cargas formales 
para los iones 
2- 3-
4 4SO y PO 
-3 
 O 
O P O 
 O 
-1 
-1 0 
0 
-1 
 O 
O P O 
 O 
-1 
-1 -1 
-1 
+1
1 
-3 
 
a) 
b) 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 9 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
H ● 
 
 
 
● 
 
 ● 
 
C ● 
● 
 
 
 
+ H ● 
 
 
 
H ● 
 
 
 
+ + H ● 
 
 
 
+ C 
H 
H H 
H 
H H
 H H 
H 
C 
Para averiguar la geometría molecular utilizando la TRPECV: 
1.- Representamos la estructura Lewis de la especie. 
2.- Contabilizamos los pares de electrones alrededor del átomo central (los enlaces múltiples 
se consideran como sencillos ya que constituyen una sola dirección de enlace) 
3.- Estudiamos la geometría que proporcione mayor alejamiento entre los pares electrónicos 
contando con los pares no enlazantes (Geometría electrónica) 
4.- Vemos, si existen pares de electrones no enlazantes, las posibles modificaciones a la 
Geometría Electrónica. Las mayores repulsiones se producen entre pares de electrones no 
enlazantes y las mínimas entre pares enlazantes. 
 
5.- Obtendremos la Geometría Molecular sólo con los pares de electrones enlazantes. 
● Ejemplo 1. Molécula de cloruro de berilio (BeCl2) 
1.- Configuraciones electrónicas de los átomos implicados y estructura Lewis propuesta: 
 Be: 1s
2 
2s
2
 
 Cl: 1s
2
 2s
2
2p
6
 3s
2
3p
5
 
2.- Alrededor del átomo central, el de Be en este caso, se disponen dos pares de electrones. 
El átomo de Be ha formado dos enlaces covalentes con cada uno de los átomos de Cl. 
3.- Los dos pares de electrones que rodean al Be se dispondrán en línea, de modo que se 
minimice las repulsiones entre ellos, dando lugar a una Geometría Electrónica lineal. 
4.- No existen pares de electrones no enlazantes alrededor del átomo de Be 
5.- Como los pares de electrones son compartidos, los átomos de cloro deberán colocarse de 
forma que el enlace Cl – Be – Cl sea de 180º, dando lugar a que la molécula de BeCl2 sea lineal. 
 
● Ejemplo 2. Molécula de trifluoruro de boro (BF3) 
1.- Configuraciones electrónicas y estructura Lewis: 
 B: 1s
2 
2s
2
2p
1
 
 F: 1s
2
 2s
2
2p
5
 
2.- Alrededor del átomo central (B) se disponen tres pares de electrones 
3.- La disposición geométrica que minimiza sus repulsiones es la de triangular 
plana (Geometría Electrónica) 
4.- No existen pares no enlazantes que modifiquen la Geometría Electrónica. 
5.- En consecuencia la Geometría molecular para el BF3 es la de triangular plana donde el 
ángulo F – B – F es de 120º. 
 
● Ejemplo 3. Molécula de metano (CH4) 
1.- Configuraciones y estructura Lewis: 
 C: 1s
2 
2s
2
2p
2
 
 H: 1s
1
 
2.- Cuatro pares de electrones enlazantes alrededor del átomo de carbono 
3.- La Geometría Electrónica que minimiza las repulsiones entre ellos es la 
tetraédrica y 
4.- Como no hay pares no enlazantes la Geometría molecular será 
tetraédrica con los cuatro enlaces dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular en cuyo 
centro se encuentra el átomo de carbono. El ángulo de enlace H – C – H es de 109,5 º 
 
 
 
 Mayor repulsión Menor repulsión 
 Par no enlazante – par no enlazante > Par enlazante – par no enlazante > Par enlazante – par enlazante 
 
●● 
 
●● 
 
Cl ● 
● ● 
 
 
●● 
 
●● 
 
Cl ● ● 
 ● 
 
 
Be ● 
● 
 
 
●● 
 
●● 
 
Cl ● 
● 
 
 
●● 
 
●● 
 
Cl ● 
 ● 
 
 
Be 
 
 
 
+ + 
B 
F ● 
● 
 
 
●● 
 
●● 
 
F ● ● 
● ● 
 
 
●● 
 
 
 
F ● 
 ● 
 
 
●● 
 
●● 
 
F 
F F 
B 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 10 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
Pero ¿qué ocurre cuando el átomo central de una molécula o un ion poliatómico presenta 
algún par de electrones sin compartir (no enlazante)? 
● Ejemplo 4. Molécula de amoníaco (NH3) 
1.- Configuración electrónica y estructura Lewis 
 N: 1s
2 
2s
2
2p
3
 
 H: 1s
1
 
2.- El átomo de nitrógeno, átomo central, tiene cuatro pares de electrones en 
su capa de valencia; tres de ellos son enlazantes y el cuarto no enlazante (no 
compartido). 
3.- La Geometría (o Distribución) Electrónica tetraédrica es la que minimiza 
las repulsiones de los cuatro pares. 
4.- La presencia de un par electrónico no enlazante en uno de los vértices del tetraedro hace 
que los otros tres vértices del mismo queden ocupados por los átomos de hidrógeno. 
5.- La Geometría Molecular resultante es una pirámide trigonal cuya base se encuentra 
formada por los átomos de hidrógeno. Los ángulos de enlace observados H – N – H, de 107º, son 
ligeramente inferiores a los del tetraedro (109,5º). La razón estriba en que los pares de 
electrones no compartidos tienen un requerimiento espacial mayor; éstos son atraídos 
únicamente por el átomo central, mientras que los pares compartidos se encuentran sometidos a 
la atracción de dos núcleos diferentes. 
 
● Ejemplo 5. Molécula de agua (H2O). Una vez conocidas las 
configuraciones electrónicas del átomo de oxígeno y del hidrógeno, obtenemos 
la estructura Lewis para esta molécula. 
Comprobamos que el átomo de oxígeno (átomo central) se encuentra 
rodeado de cuatro pares de electrones, por lo que la Geometría Electrónica será 
tetraédrica. Como de los cuatro pares electrónicos sólo dos son enlazantes, la 
Geometría Molecular será angular con un ángulo de enlace H – O – H de 104,5 º 
menor que el observado en la molécula de amoniaco debido al requerimiento 
espacial de los dos pares de electrones son compartir. 
Molécula Geometría Electrónica Geometría Molecular Ángulo de enlace 
Metano Tetraédrica Tetraédrica H-C-H 109,5º 
Amoniaco Tetraédrica Pirámide trigonal H-N-H 107º 
Agua Tetraédrica Angular H-O-H 104,5 º 
Moléculas con enlaces múltiples 
También se puede aplicar la TRPECV a las moléculas que presentan enlaces múltiples. 
En la molécula de eteno observamos que cada átomo de carbono 
cumple la regla del octeto formando dos enlaces sencillos con dos átomos 
de hidrógeno y uno doble con el otro carbono. La TRPECV considera el 
enlace doble, y en general los enlaces múltiples, como si fuera sencillo, ya 
que los dos pares de electrones compartidos se sitúan en la zona internuclear como lo haría un 
solo par electrónico. 
La geometría de cada átomo de carbono es triangular plana. Sin embargo el mayor 
requerimiento espacial de los dos pares de electrones del enlace doble, que se encuentran 
localizados en la misma posición, hace que los ángulos de enlace sean ligeramente diferentes a 
los 120 º esperados para este tipo de geometría. El ángulo H – C = C es, aproximadamente, de 
122 º, mientras que el de H – C – H es de 117 º 
De forma similar la TRPECV propone para la molécula de CO2 una 
geometría lineal. El átomo central, que es el carbono, tiene cuatro pares de 
electrones a su alrededor (dos dobles enlaces), pero a efectos geométricos 
cada doble enlace ocupa una única posición; la manera de minimizar sus 
repulsiones es que la molécula sea lineal. 
EN13.- Teniendo en cuenta la TRPECV, indica la geometría de las moléculas BH3, PF3, CH3I, H2Se, BeF2, HCN y PCl5 
EN14.- Explica, a partir de la TRPECV, la geometría de los iones H3O
+
 y NH4
+O H H 
●● 
 
●● 
 
H 
H 
O 104,5 
C = C 
H 
H 
H 
H 
= C = O 
●● 
 
●● 
 
O 
●● 
 
●● 
 
N 
H 
H H 
●● 
 
H H
 H H 
N 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 11 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
Moléculas polares 
En la molécula de cloro (Cl2) los dos átomos que participan en el enlace, al ser iguales, 
poseen la misma electronegatividad. Esta situación provoca que el par de electrones del enlace 
sea igualmente atraído por los dos núcleos y se distribuya por igual entre ambos. Ocurre lo 
mismo en otras moléculas diatómicas formadas por un solo elemento (H2, N2,…) 
Sin embargo, cuando los dos átomos entre los que se forma el enlace covalente poseen 
diferentes electronegatividades, el par de electrones no será igualmente atraído por los dos 
núcleos y aparecerá una distribución asimétrica de la densidad electrónica entre ambos; sobre el 
átomo más electronegativo habrá una carga parcial negativa (δ
-
) mientras que sobre el otro 
átomo aparecerá una carga parcial positiva (δ
+
) equivalente. El valor de estas cargas parciales 
será mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los átomos que 
intervienen en el enlace. Se habrá formado un enlace covalente polar (la separación de cargas 
conduce a la formación de un dipolo) 
Por ejemplo, el enlace H – Cl, en el que la diferencia de electronegatividades entre los átomos 
es de 0,9, es más polar que el formado por el C e H donde esa diferencia es de 0,4. 
Cuando el enlace se produce entre dos átomos del mismo elemento, la diferencia de 
electronegatividad es 0, y el enlace se denomina apolar (no polar) 
Cuando la diferencia de electronegatividad es elevada (igual o superior a dos) se puede 
hablar de enlace iónico. 
Para medir la polaridad de un enlace se calcula su momento dipolar, que se define como el 
producto de la carga parcial que aparece sobre uno de los átomos por la distancia entre las 
cargas parciales del dipolo: 
 μ = δ.r donde 
 μ es el momento dipolar
 δ la carga parcial
 r la distancia entre las cargas





 
El momento dipolar es una magnitud vectorial que representamos mediante un vector que va 
desde el átomo menos electronegativo al de mayor electronegatividad. 
La polaridad de una molécula viene determinada por su momento dipolar. Éste es la suma 
vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces: 
 Molécula Enlaces μ = μ  
por lo tanto, una molécula será polar cuando su momento dipolar total sea distinto de cero. 
Para que una molécula sea polar será necesario la existencia de enlaces covalentes polares en 
ella; sin embargo no todas las moléculas que presentan enlaces polares presentarán polaridad. 
La polaridad de una molécula poliatómica vendrá determinada tanto por la polaridad de sus 
enlaces como por su geometría. 
Mientras que la molécula de cloruro de berilio (BeCl2) es una molécula apolar 
aunque los dos enlaces Be – Cl son polares, la del agua, en la que también sus dos 
enlaces O – H son polares, es polar. La razón estriba en la geometría de ambas; en 
la molécula de BeCl2, que es lineal, los momentos dipolares de sus dos enlaces se 
anulan dando un momento dipolar total nulo, mientras que en la molécula de agua, 
que es angular, los momentos dipolares de los enlaces O – H no se anulan, dando 
un momento dipolar total distinto de cero. 
Ejercicio resuelto 2.- Estudia la polaridad de las siguientes moléculas: CCl4 , CHCl3 , H2S, CO2 y SO2 
Teniendo presente la TRPECV, estudiaremos la geometría de las diferentes moléculas: 
 
H 
Cl 
Cl 
Cl 
Cl 
C 
 CCl4 μ = 0 
Cl 
Cl 
H 
Cl 
C 
 CHCl3 μ 0 
H H 
 S 
 H2S μ 0 
 CO2 μ = 0 
O C O 
 SO2 μ 0 
O 
 S 
O 
δ+ δ- 
 
A B 
Be Cl Cl 
H H 
 O 
μ = 0 μ 0
APOLAR 
POLAR 
δ+ δ- 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 12 - 
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Serán polares aquellas moléculas en las que, debido a la disposición espacial de sus átomos, el momento dipolar total sea 
distinto de cero. 
Los momentos dipolares de los diferentes enlaces se encuentran compensados en las moléculas de CH4 (tetraédrica) y de CO2 
(lineal), por lo que éstas serán apolares. 
Como el momento dipolar total en las restantes moléculas es diferente de cero, darán lugar a moléculas polares. 
La polaridad de las moléculas es una característica muy importante pues afecta a propiedades 
como los puntos de fusión y ebullición, la solubilidad, la reactividad química,… 
EN15.- Indica la polaridad de las moléculas estudiadas en el ejercicio EN13 
Teoría de enlace de valencia (TEV) 
Cuando se acercan los átomos que van a formar un enlace covalente aprecen interacciones 
atractivas entre la nube electrónica de uno de ellos con el núcleo del otro átomo y repulsivas 
entre ambos núcleos y ambas nubes. 
La teoría de enalce valencia (TEV), propuesta por Linus Pauling (1901-1994), establece que 
el enlace se produce mediante el solapamiento (superposición) de los orbitales atómicos de los 
átomos implicados en él y el apareamiento de los electrones situados en dichos orbitales 
semiocupados. Para que el solapamiento sea efectivo, los orbitales han de tener un tamaño 
comparable y acercarse con una orientación adecuada. 
La formación, por tanto, del enlace covalente supone la exixtencia de orbitales atómicos 
semiocupados y su superposición; de este modo se emparejarán dos electrones con diferente 
spin provocando un aumento de la densidad electrónica entre los núcleos con la correspondiente 
disminución de energía del sistema. 
Los átomos que participan en el enlace se dispondrán de manera que el solapamiento entre 
sus orbitales sea máximo provocando una máxima disminución de energía y una mayor fortaleza 
del enlace. 
Cuando el enlace se produce por solapamiento frontal de los orbitales se denomina enlace 
sigma (σ) 
 
En la formación de la molécula de flúor (F2) cada uno de los átomos de F (1s
2
, 2s
2
 2px
2
 2py
2
 
2pz
1
) que la forma tiene un orbital 2p semiocupado; la superposición de los orbitales 2p de cada 
uno de estos átomos produce el enlace covalente tipo sigma. 
En el caso de la molécula de hidrógeno (H2), ésta se forma por solapamiento frontal de los 
dos orbitales 1s semiocupados de cada uno de los átomos de H (enalce tipo σ) 
Para la TEV la formación de enlaces covalentes requiere la existencia de orbitales 
atómicos semiocupados. Se denomina covalencia el número de enlaces que un átomo puede 
formar y coincide con el de orbitales semiocupados que posee. 
La explicación del enlace de muchas moléculas mediante la TRPECV fue satisfactoria, 
pero ¿cómo explicar la formación de la molécula de BeF2 si el Be tiene apareados sus dos 
electrones de valencia? y ¿cómo explicar el hecho de que el valor del enlace H – O – H en la 
molécula de agua, encontrado experimentalmente, sea de 104,5 º y no de 90 º como 
supondría el solapamiento de dos orbitales p, perpendiculares entre sí, del átomo de oxígeno 
con los orbitales s de los dos átomos de hidrógeno? Algo similar nos ocurre a la hora de 
tratar de explicar la geometría de la molécula de amoníaco, del metano,…. 
Para resolver estas y otras cuestiones la TEV introduce el concepto de hibridación. La 
hibridación de orbitales consiste en la combinación de varios orbitales atómicos para formar 
F F 
H
C
l3 
μ 0
 
C 
C
l 
H 
C
l 
C
l 
 
C
H
4 
μ = 0
 
C 
C
l 
C
l 
C
l 
C
l 
H 
-2 
+ 
2p 2p 
→ 
Molécula de F2 
F F + 
1s 1s 
H H H2 
→ 
Zona de solapamiento orbital 
Los orbitales híbridos están 
formados por dos lóbulos 
de diferente tamaño 
90º 
¿“Molécula” de agua? 
QUÍMICA2º BACHILLERATO Enlace Químico - 13 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
Un orbital s Un orbital p Dos orbitales sp 
→ + 
 Hibridación sp
 
→ + 
Un orbital s Dos orbitales p Tres orbitales sp2 
120º 
 Hibridación sp
2 
E
n
er
g
ía
 
Promoción Hibridación 
2s2 2s1 
2p2 2p1 
(sp2)3 
p 
H H 
 
 B 
 
 H 
s s 
 sp2 sp2 
sp2 
 s 
BH3 
Hibridación sp
2 
 del átomo de B 
un número igual de orbitales híbridos, diferentes a los originales, iguales 
entre sí, y con una energía que es, aproximadamente, promedio las 
energías de los orbitales que se combinan. Los orbitales híbridos son 
direccionales y su disposición en el espacio es tal que, como determina 
la TRPECV, las nubes electrónicas se posicionen lo más alejadas 
posibles para minimizar las repulsiones electrostáticas. 
Para nombrar un orbital híbrido se indicarán los orbitales atómicos de los que proceden y su 
proporción; hablaremos de orbitales híbridos sp
3
 si provienen de la combinación de un orbital s 
y tres orbitales p, de orbitales híbridos sp si son combinación de un orbital s y uno p. Los 
orbitales sp
3
 tendrán un 25 % de carácter s y un 75 % de carácter p, mientras que los sp tendrán 
un 50 % de s y otro tanto de p. 
Hibridación sp 
La combinación de un orbital s con un orbital p da lugar a la formación de dos orbitales 
híbridos sp. Estos dos orbitales híbridos son iguales y forman un ángulo entre sí de 180º. 
A partir de esta hibridación se puede explicar el enlace y la geometría de la molécula de 
BeF2. Para que el berilio (1s
2
 2s
2
) pueda formar dos enlaces covalentes es necesario admitir la 
promoción de uno de los electrones del orbital 2s al 2p (el aporte de energía que se necesita se 
compensará con la posterior formación de dos enlaces Be – F). Los dos orbitales atómicos 2s y 
2p, ahora semiocupados, se combinarán formando dos orbitales híbridos sp que se dispondrán 
bajo un ángulo de 180º. 
 
 
 
 
Cada uno de estos dos orbitales sp del átomo de Be se solapará frontalmente con los 
orbitales 2p semiocupados del cloro formándose los dos enlaces Be – F. La geometría de la 
molécula será lineal como consecuencia de la disposición de los orbitales híbridos sp del átomo 
central (Be) 
Hibridación sp
2
 
Al combinarse un orbital atómico s con dos orbitales atómicos p se forman tres orbitales 
híbridos sp
2
 iguales y que se disponen en un plano formando 
ángulos de 120º entre sí. 
Mediante esta hibridación se puede explicar la molécula de BH3. 
Como en el caso anterior para que el boro (1s
2
 2s
2
 2p
1
) pueda 
presentar la covalencia tres es necesario suponer la promoción de un 
electrón del orbital 2s a uno vacante del 2p. Entre el ahora 
semiocupado orbital s y los dos orbitales p se combinan para formar 
tres orbitales híbridos sp
2
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cada uno de los enlaces B – H se producirán mediante el solapamiento frontal (enlace σ) de 
un orbital híbrido sp
2
 del boro y el orbital s del átomo de hidrógeno, dando como resultado una 
disposición triangular plana para la molécula de BH3 
E
n
er
g
ía
 
Promoción Hibridación 
2s2 2s1 
2p 2p1 2p 
(sp)2 
F σ Be σ F 
 p sp sp p 
BeF2 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 14 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
Hibridación sp
3
 
Esta hibridación se produce cuando un orbital s y tres 
orbitales p se combinan para dar lugar a cuatro orbitales sp
3
 
iguales, que se disponen orientados hacia los vértices de un 
tetraedro formando entre sí ángulos de 109,5º. 
¿Cómo explica la TEV la molécula tetraédrica del metano 
(CH4) en la que se producen cuatro enlaces C – H iguales con 
ángulos enlace H – C – H de 109,5 º? 
El átomo de C (1s
2
 2s
2
 2px
1
 2py
1
) sólo tiene de dos orbitales p semiocupados. Para poder 
disponer de cuatro, el C promociona un electrón situado en el orbital lleno 2s hasta uno p vacío; 
los cuatro orbitales semiocupados (un orbital s y tres p) se combinan formando cuatro orbitales 
híbridos sp
3
 
Cada uno de los cuatro enlaces C – H se produce mediante el solapamiento de un orbital s 
del átomo de H con uno híbrido sp
3
 del átomo de C. El ángulo de enlace H – C – H será el que 
forman los orbitales híbridos entre sí. 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Ejemplo 1. Molécula del agua. Los cuatro pares de electrones que rodean al átomo de O en 
esta molécula se disponen de manera que se minimicen sus repulsiones (disposición tetraédrica). 
Para ello, se combinan un orbital s (lleno) y tres orbitales p (1 lleno y 2 semiocupados) 
formando cuatro orbitales híbridos sp
3
: dos ocupados y dos semiocupados. Éstos últimos se 
utilizarán para formar los enlaces solapándose con los orbitales s de los átomos de H 
 
La geometría molecular resultante es angular. Los dos pares de electrones no enlazantes 
provocan repulsiones y cierran el enlace H – O – H haciendo que éste sea menor de 109,5º. 
• Ejemplo 2. Molécula de amoniaco. Experimentalmente se observan ángulos de enlace H – 
N – H de 107,3º. La TEV explica la molécula considerando una hibridación sp
3
 para el átomo 
central (N). Los tres orbitales híbridos semiocupados formarán enlaces σ con los orbitales s de 
los átomos de hidrógeno. Quedará un orbital híbrido lleno que ejercerá repulsiones sobre los 
otros tres anteriores cerrando el ángulo de enlace H – N – H
 
 
 
La disposición espacial de los átomos que constituyen la molécula de amoniaco se 
corresponderá con una pirámide trigonal 
 
Hibridación sp
3
 del N 
E
n
er
g
ía
 
Hibridación 
2s2 
2p3 
(sp3)5 
H 
H 
H 
N 
sp3 
 sp3 
sp3 s 
sp3 s 
 s 
NH3 
E
n
er
g
ía
 
Hibridación 
2s2 
2p4 
(sp3)6 
104,5º 
H 
H 
O 
H2O 
→ + 
 1 orbital s 3 orbitales p 4 orbitales sp3 
Hibridación sp3 
109,5º 
E
n
er
g
ía
 
Promoción Hibridación 
2s2 2s1 
2p2 
(sp3)4 
2p3 
 H s 
 sp3 
 
H sp3 C H 
 
 s sp3 H 
 s 
 
CH4 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 15 - 
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H 
H 
H 
C 
H 
H 
H 
C 
sp3 sp3 
 
sp3 sp3 
 
sp3 sp3 
 
s s 
 
s s 
 
 s 
 
sp3 
 
 sp3 
s 
ETANO C2H6 
E
n
er
g
ía
 
Promoción Hibridación 
2s2 2s1 
2p2 
(sp3)4 
2p3 
Hibridación sp
3
 del átomo de C 
→ + 
Zonas de solapamiento lateral 
2pz 2pz 
ENLACE π 
C = C 
H 
H 
H 
H 
E
n
er
g
ía
 
Promoción Hibridación 
2s2 2s1 
2p2 
2p3 
(sp2)3 
2p1 
 π 
 s 
 σ 
 s 
 s 
 s 
 sp2 
 sp2 
 sp2 
 sp2 
 sp2 sp2 
 pz pz σ 
 σ 
 σ 
 σ 
ETENO C2H4 
Hibridación en el carbono. Moléculas con enlaces múltiples. 
Debido a la importancia de la Química Orgánica vamos a estudiar las estructuras que adopta 
el átomo de carbono en las moléculas orgánicas, a la vez que comprobaremos como la 
hibridación de orbitales nos permite explicar la formación y geometría de moléculas que 
presentan enlaces dobles y triples. 
● Molécula de etano (C2H6) Cada átomo de C forma cuatro enlaces covalentes sencillos (1 
enlace C – C y 3 enlaces C – H). Necesita, por tanto, disponer de cuatro orbitales semiocupados 
dispuestos de manera que se minimicen las repulsiones electrostáticas. Para ello cada C 
adoptará la hibridación sp
3
 (disposición tetraédrica). Tres de los cuatro orbitales híbridos se 
solaparán con los orbitales s de los átomos de H y el cuarto orbital sp
3
 lo hará con el 
correspondiente sp
3
 del otro átomo de C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
● Molécula de eteno (C2H4). Cada átomo de carbono forma tres enlaces covalentes: dos 
sencillos con los átomos deH y uno doble con el otro C. Ambos C se encontrarán en el centro 
de un triángulo lo que sugiere una hibridación sp
2
 para cada uno de ellos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Después de la promoción e hibridación, cada átomo de C tendrá tres orbitales híbridos sp
2
 
semiocupados y un orbital 2pz no hibridado con un electrón. 
Con los tres orbitales híbridos se formarán tres enlaces covalentes σ, uno mediante el 
solapamiento con otro orbital sp
2
 del otro C y los otros dos con dos orbitales s de dos átomos de 
H. 
El solapamiento lateral de los dos orbitales 2pz no hibridados de los átomos 
de C, perpendiculares al plano constituido por los tres orbitales híbridos, da 
lugar a la formación de un enlace pi (π) estableciéndose, de este modo, la 
segunda componente del enlace doble C = C. 
Como consecuencia de este solapamiento se producen dos distribuciones 
electrónicas una a cada lado del plano que contiene los núcleos de los átomos 
que se unen. 
El enlace π, formado por solapamiento lateral, es menos fuerte que el σ, 
como lo pone de manifiestos el hecho de que la energía de enlace C = C no es el doble de la 
energía de enlace C – C; en los solapamientos laterales existe una mayor repulsión entre los 
núcleos atómicos. 
 
● Molécula de etino (C2H2). La estructura Lewis de esta molécula indica que posee una 
geometría lineal en donde los dos átomos de C se encuentran enlazados mediante un enlace 
triple. 
Esta geometría sugiere una hibridación sp para estos dos átomos. 
Cada uno de los dos orbitales híbridos sp de un C forman un enlace σ con un orbital s del H 
y otro con uno sp del carbono contiguo formando un ángulo H – C – C de 180º. Cada C dispone 
H C ≡ C H 
H – H 
H – C – C – H 
H – H 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 16 - 
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H 
 
H 
C 
 
 
 
C 
C 
 
C 
C 
 
C 
H 
 
 
 
 
 
H 
H 
 
H 
H 
 
H 
C 
 
 
 
C 
C 
 
C 
C 
 
C 
H 
 
 
 
 
 
H 
H 
 
H 
↔ ↔ 
todavía, de dos orbitales 2p (py y pz) no hibridados, semiocupados y perpendiculares entre sí y al 
eje de la molécula, que se utilizan para formar dos enlaces π mediante dos solapamientos 
laterales, respectivamente. Este triple enlace C ≡ C, pues, consta de un enlace frontal σ (sp-sp) y 
dos laterales π (py-py y pz-pz) 
 
Las energías de enlace para el C ≡ C demuestran que este enlace es más débil que tres 
enlaces sencillos. 
(Energías de enlace: C – C: 348 kJ/mol, C = C: 612 kJ/mol y C ≡ C: 837 kJ/mol) 
Los enlaces múltiples impiden que una parte de la molécula gire respecto a la otra parte. 
Estos enlaces no tienen libertad de giro. La explicación es que si los átomos de C que forman 
estos enlaces pudiesen girar, el solapamiento lateral de sus orbitales disminuiría y no se podrían 
formar los enlaces π. 
Cuando se forma un enlace doble, uno de ellos será π y el otro σ. Si el enlace es triple, uno 
de ellos será σ y los otros dos serán π. 
En las moléculas en las que el átomo central pertenezca al tercer periodo o siguientes y 
forme más de cuatro enlaces covalentes, es necesario recurrir a tipos de hibridaciones más 
complejas. Estos átomos pueden utilizar orbitales d e incluso f, para formar los dichos enlaces. 
En las moléculas de PCl5 y SF6 por ejemplo, el P y el S utilizan hibridaciones sp
3
d y sp
3
d
2
 para 
formar sus cinco o seis enlaces, respectivamente. La orientación de estos orbitales híbridos 
coincide con la propuesta por la TRPECV y son la de una bipiramide trigonal para el PCl5 y un 
ortoedro para el SF6 
EN16.- Explica por qué el cloro presenta las covalencias 1, 3, 5 y 7 mientras que el fluor sólo la 1. 
EN17.- Estudia el tipo de hibridación del carbono y la geometría de las moléculas de sulfuro de carbono (CS2), metanol 
(CH3OH) y fosgeno (Cl2CO) Sol: Lineal, tetraédrica y triangular plana 
EN18.- Determina la estructura de la molécula de ácido etanóico (acético) indicando las hibridaciones que presentan los 
átomos presentes. Sol: C1 (sp
3
), C2 (sp
2
), O1 (sp
2
) y O2 (sp
3
) 
Estructura molecular del benceno 
La fórmula del benceno, que es el componente fundamental de los hidrocarburos aromáticos, 
es C6H6. Se trata de un hidrocarburo insaturado pero con propiedades diferentes a las de los 
alquenos o alquinos. 
Es una molécula cíclica, plana y hexagonal que 
presenta ángulos de enlace de 120º. Las distancias de 
enlace entre dos C contiguos es de 1,39 Ǻ, intermedia 
entre las que correspondería a un enlace sencillo C – C 
(1,54 Ǻ) o a uno doble C = C (1,34 Ǻ). 
Las estructuras Lewis más aceptadas para este 
compuesto, propuestas por Kekulé, muestran un anillo 
hexagonal de seis átomos de C con tres dobles y 
simples enlaces alternados: presenta dos formas 
resonantes por lo que se suele utilizar una fórmula intermedia para representar a la 
molécula de benceno mediante un hexágono con un círculo en su interior. 
 Para justificar las distancias de enlace medidas, la TEV propone una hibridación sp
2
 para 
todos los átomos de C. Cada uno de estos átomos utiliza los tres orbitales híbridos para 
enlazarse frontalmente (enlace σ) con un átomo de H y dos de C. Cada C dispondría, 
todavía, de un orbital p semiocupado, perpendicular al plano de la molécula. Estos seis 
 π 
 pz pz 
 π 
 σ 
 s 
 sp 
 s sp σ 
 sp 
 σ 
 sp 
 py 
 py 
E
n
er
g
ía
 
Promoción Hibridación 
2s2 2s1 
2p2 
2p3 
2p2 
 (sp)2 
ETINO C2H2 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 17 - 
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orbitales p se solaparían lateralmente formando una nube π de densidad electrónica por encima 
y por debajo del plano de la molécula; se trataría de un enlace deslocalizado que proporciona 
estabilidad adicional a la molécula de benceno. 
 
Propiedades de los compuestos covalentes. 
La formación de enlaces covalente pude dar lugar a dos tipos diferentes de formaciones con 
estructuras y propiedades muy diferentes: los sólidos covalentes y sustancias moleculares. 
● Sólidos covalentes. Se crean redes cristalinas tridimensionales formadas por un número 
indeterminado de átomos unidos mediante enlaces covalentes. Ejemplo de estos compuestos son 
la sílice (dióxido de silicio), el diamante y el grafito. 
• El diamante y el grafito son dos variedades alotrópicas del carbono. El primero es un cristal 
duro, transparente y aislante; el grafito es negro, blando y conductor eléctrico que se utiliza 
como electrodo. 
- En el diamante cada C, que presenta hibridación sp
3
, se encuentra unido a otros cuatro en 
disposición tetraédrica, dando lugar a una red tridimensional de átomos de C fuertemente unidos 
mediante enlaces covalentes σ 
- El grafito está formado por átomos de C que presentan hibridación sp
2
. Cada C se 
encuentra unido a otros tres formando anillos de seis átomos que se disponen en capas. Con los 
electrones situados en los orbitales p perpendiculares a estas capas se forma una nube π que es 
la responsable de la conductividad eléctrica de esta sustancia. La unión entre las distintas capas 
se debe a fuerzas intermoleculares mucho más débiles que los enlaces C – C, y, como 
consecuencia, la distancia entre las capas es mucho mayor que la distancia C – C en ellas. 
En 1985 se descubrieron otras formas alotrópicas del C que se denominan fullerenos; la más 
fácil de preparar es la de 60 átomos de carbono (buckminsterfullereno) que presenta una forma 
esférica con gran parecido a un balón de fútbol. Se esperan importantes aplicaciones de estos 
compuestos una vez que puedan ser sintetizados a gran escala. 
• La sílice (SiO2) está formado por átomos de Si con disposición tetraédrica en cuyos vértices 
se encuentran átomos de O. Estos tetraedros están unidos por sus vértices de manera que entre 
cada dos átomos de Si hay uno de O. Se trata de un material duro que se encuentra presente en 
la arena y forma mineralescomo el cuarzo o el ópalo. 
En general, los sólidos covalentes son sólidos a temperatura ambiente y presentan elevados 
puntos de fusión. Para fundirlos hay que romper los fuertes enlaces covalentes que se establecen 
entre los átomos; p.e. el SiO2 funde a 1715 ºC y el diamante a 3550 ºC. 
Son insolubles en todo tipo de disolventes y generalmente malos conductores eléctricos. 
● Sustancias moleculares. 
- Están constituidas por moléculas discretas unidas entre sí mediante fuerzas 
intermoleculares. Pueden encontrarse en estado gaseoso como el oxígeno, el CO2, el metano,… 
en estado líquido como el agua, el etanol y el bromo … o en estado sólido con masas 
moleculares tan diferentes como la del yodo (254 u) o la de una macromolécula como la del 
RNA (más de 13000 u) 
- Los puntos de fusión suelen ser bajos (por debajo de los 350 ºC) debido a que las fuerzas 
que mantienen unidas las moléculas entre sí son débiles. 
- Su solubilidad depende de la polaridad de la molécula. Si son polares, como en el caso del 
HCl, se disolverán en agua, mientras que si son apolares lo harán en disolventes no polares 
como el tetracloruro de carbono, el benceno,… 
- Las sustancias moleculares sólidas son blandas. Al rayarlas sólo alteraremos las fuerzas 
intermoleculares que son más débiles que los enlaces entre los átomos. 
- Al estar formando parte de los enlaces covalentes localizados, los electrones no gozan de 
libertad para moverse libremente, por lo que estas sustancias no serán buenos conductores del 
calor ni de la electricidad. 
Diamante 
Grafito 
Fullereno C60 
Oxígeno 
Silicio 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 18 - 
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Fuerzas intermoleculares. 
Las fuerzas intermoleculares son las interacciones que se establecen entre las moléculas de 
las sustancias covalentes o entre algunos átomos que no forman iones (gases nobles). 
Son, en general, mucho más débiles que las que mantienen unidos los átomos en las 
moléculas, pero son muy importantes pues de su intensidad dependen algunas 
propiedades físicas de las sustancias como sus puntos de fusión y ebullición, su dureza, 
solubilidad, etc,… 
Son, también, fuerzas de tipo electrostático y más intensas en sólidos y líquidos que 
en gases. 
Las fuerzas intermoleculares pueden ser fuerzas de Van der Waals o enlaces de 
hidrógeno 
● Fuerzas de Van der Waals. 
Esta denominación agrupa a todas las interacciones en las que intervienen dipolos. Se 
incluyen las interacciones entre moléculas polares y las apolares que pueden originar 
dipolos instantáneos o inducidos. 
Fuerzas dipolo-dipolo. Se originan entre moléculas polares. En estas moléculas, en el 
que el centro de la carga negativa no coincide con el de la positiva, se forman dipolos 
permanentes. Entre la parte positiva del dipolo de una molécula y la parte negativa de otra 
próxima se produce una atracción electrostática que será tanto más intensa cuanto mayor sea el 
momento dipolar de ambas. 
Si la polaridad de las moléculas implicadas es lo suficientemente elevada esta interacción 
puede lograr que, sustancias con masa molecular similar, tengan puntos de fusión y ebullición 
muy diferentes. 
Estas fuerzas son del orden del 1 % de la intensidad de las que intervienen en un enlace 
covalente y sólo son significativas cuando las moléculas implicadas se encuentran a muy poca 
distancia 
Fuerzas dipolo-dipolo inducido. Se producen cuando una molécula polar provoca en una 
molécula polarizable un desplazamiento de la nube electrónica creando en ésta un dipolo 
inducido o instantáneo. Entre la molécula polar (dipolo permanente) y el dipolo inducido 
(instantáneo) aparecerá una débil fuerza de atracción. 
Fuerzas de dispersión o de London. Son debidas a la formación de dipolos instantáneos que 
se originan en moléculas apolares. En éstas, los movimientos de los electrones pueden provocar 
que, en un momento determinado, el centro de las cargas negativas no coincida con el de las 
positivas de los núcleos. Esa situación generaría un dipolo instantáneo en una molécula que 
normalmente es apolar. 
Este dipolo instantáneo afectará a las moléculas vecinas creando, de esta forma, dipolos 
inducidos. La interacción electrostática entre los extremos opuestamente cargados en estos 
dipolos será la responsable de estas fuerzas. 
Su intensidad aumenta con el número de electrones y con la facilidad que éstos tienen para 
desplazarse (polarizabilidad). Las moléculas con mayor masa molecular tienen más electrones y 
suelen tener átomos más grandes lo que implica que las cargas negativas se encuentran más 
alejadas del núcleo y por lo tanto existirá tendrán facilidad para 
formar dipolos inducidos. 
De entre las moléculas de los halógenos (todas apolares), la de 
yodo es la más polarizable por lo que en ella serán más intensas las 
fuerzas de London y presentará los mayores puntos de fusión y 
ebullición del grupo. (Tabla adjunta) 
Son las menos intensas de las fuerzas intermoleculares y disminuyen rápidamente con la 
distancia. 
 
 F2 Cl2 Br2 I2 
MM (u) 38 71 160 254 
P.F. (ºC) -220 -101 -7 114 
P.E. (ºC) -188 -34 59 184 
Variación de los puntos de fusión 
y ebullición de los halógenos 
δ+ δ- 
δ+ 
δ- 
δ- 
δ+ 
δ+ δ- δ+ δ- 
δ+ δ- 
δ+ δ- 
δ- 
δ+ 
δ+ 
δ- 
Interacción dipolo-dipolo 
δ- δ+ 
Interacción dipolo permanente 
- dipolo inducido 
δ- δ+ δ- 
δ+ 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 19 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
 0 
- 100 
- 200 
100 
 2º 3º 4º 5º Periodo 
 PUNTOS DE EBULLICIÓN 
H2O 
H2S 
H2Se 
H2Te 
HF 
HCl 
HI 
CH4 
SiH4 
GeH4 
SnH4 
t (ºc) 
H 
H O ● 
● 
● ● 
H 
H O ● 
● 
● ● 
H 
H O ● 
● 
● ● 
Enlaces de 
Hidrógeno 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
δ+ 
F
H 
● 
● 
 
● ● 
 ● 
● 
 
H 
δ+ 
F
H 
● 
● 
 
● ● 
 
● ● 
 
H 
δ+ 
● Enlace de hidrógeno. 
Se denomina enlace de hidrógeno a la interacción que se produce entre moléculas que 
poseen un átomo de hidrógeno unido mediante enlace covalente a otro átomo muy 
electronegativo y pequeño (F – H, O – H y N – H) y otro átomo, también pequeño y 
electronegativo que contiene un par de electrones no compartidos (F, O y N) 
Es de naturaleza electrostática ya que se produce entre la parte positiva de una 
molécula (el H con densidad de carga positiva) y la negativa de otra (par de electrones no 
compartidos). En la figura, entre el H y los pares de electrones no compartidos del O en 
el agua y el H y el F en la molécula de HF 
La intensidad de esta interacción es muy superior a la de las demás fuerzas 
intermoleculares, aunque inferior a las de los enlaces covalentes e iónicos. 
Los puntos de ebullición, excepcionalmente altos con respecto a los de su grupo, 
que presentan el HF, H2O y NH3, no pueden justificarse mediante la interacción dipolo-
dipolo, siendo el enlace de hidrógeno el responsable de esos valores. 
Sólo el F, O, y N (muy pequeños y con elevadas electronegatividades) forman 
enlaces de hidrógeno, mientras que átomos como el cloro y el azufre, con 
electronegatividades similares a las del N, no lo presentan en compuestos como el HCl 
o el H2S 
En compuestos orgánicos aparece con frecuencia esta interacción debido a la 
presencia en diferentes moléculas de los grupos funcionales – OH y – NH. 
Es también frecuente que el enlace de hidrógeno se establezca entre diferentes 
moléculas e incluso entre diferentes grupos de una misma molécula 
El enlace de hidrógeno desempeña un papel muy importante en distintos procesos 
biológicos; p.e. es el responsable la estructura helicoidal del ADN debido a las 
interacciones que se producen entre distintos grupos de su molécula. 
EN19.- Estudia el tipo de fuerza intermolecular que se dará en los siguientes sistemas: a) Etanol en agua, b) yodo en amoniaco, 
c) acetona (l), d) cloroformo y e) yodo (s) 
EN20.- Las moléculas del dimetiléter y del alcohol etílico tienen la misma masa molecular y ambas son polares. Sabiendo que 
los puntos de ebullición de ambos compuestos son -24,8 ºC y 78 ºC, justificar cuál corresponde a cada uno de ellos. 
EN21.- Indica qué clase de fuerzas de atracción se deberán vencer para: a) hervir bromo, b) disociar moléculas de F2, c) 
disolver yodo sólido en etanol, d) hervir amoniaco líquido, e) disolver cloruro de sodio en agua y f) sublimar yodo 
ENLACE METÁLICO 
El enlace metálico se establece cuando se combinan átomos de elementos que poseen 
electronegatividades bajas y parecidas (metales). Normalmente se produce entre átomos de un 
solo elemento metálico, aunque, a veces, podemos encontrarnos con combinaciones de metales 
diferentes (aleaciones) 
Los metales constituyen, aproximadamente, las tres cuartas partes de los elementos 
conocidos. A pesar de ser un grupo tan numeroso tienen unas propiedades físicas y químicas 
específicas que los diferencian de los demás elementos. Éstas están relacionadas con la 
naturaleza del enlace que forman. 
Los elementos metálicos poseen pocos electrones de valencia por lo que será difícil que 
formen enlaces covalentes localizados con átomos vecinos; tienen bajas energías de ionización 
por lo que forman iones positivos con facilidad, siendo baja la tendencia a formar iones 
negativos, y por tanto no parece lógico esperar la formación de compuestos iónicos. 
El modelo de la nube electrónica o mar de electrones, aunque es una descripción muy 
simplificada de la naturaleza del enlace metálico, justifica las propiedades características de 
estos elementos. Este modelo supone que los átomos del elemento metálico pierden sus 
electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos. Éstos se colocan ordenadamente, 
formando estructuras o redes tridimensionales compactas llamadas redes metálicas. Los 
electrones de valencia de los átomos se mueven a través de la red de cationes, a modo de nube 
electrónica, anulando las repulsiones entre ellos. Según este modelo los electrones se encuentran 
Dímero de ácido carboxílico 
δ+ C – R 
HO 
O 
R - C 
OH 
O 
δ+ 
QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico - 20 - 
Departamento de Física y Química I.E.S. GALLICUM – Zuera - 
+ + + + + 
+ + + + + 
+ + + + + 
+ + + + + 
+ + + + + 
+ + + + + 
+ + + + + 
+ + + + + F 
Puntos de fusión (ºC) de 
algunos metales 
Mg -39 Ag 962 
Na 98 Fe 1540 
Pb 327 Ir 2447 
Al 660 W 3386 
 
deslocalizados siendo compartidos por muchos átomos al mismo tiempo. 
Los metales presentan estructuras muy compactas llegándose a una ocupación de más del 70 
% del volumen disponible. Las redes metálicas más comunes son la hexagonal compacta y las 
cúbicas centrada en el cuerpo, como la del hierro (A), y centrada en la cara, como la del cobre (B). 
Las propiedades de los metales son consecuencia de su estructura: 
- Los puntos de fusión y ebullición son variables: con excepción del mercurio que es líquido, 
son sólidos a temperatura ambiente. 
- Son buenos conductores del calor y de la electricidad debido a la movilidad de los electrones 
de la nube (conductores de primera especie). Al calentar una parte del metal los electrones de esa 
zona incrementan su energía cinética que transmiten a otros electrones y al resto de cationes de la 
red. La conductividad eléctrica disminuye con la temperatura, ya que se incrementan las 
vibraciones de los núcleos dificultando el movimiento de los electrones 
- Son dúctiles y maleables. A diferencia de los compuestos iónicos el 
desplazamiento de un plano en la red metálica no supone, como en aquellos, 
un enfrentamiento de cargas opuestas; la nueva estructura, similar a la inicial, 
permite que se deformen sin romperse. Esta propiedad posibilita el que 
podamos estirarlos para forma hilos (ductilidad) o moldearlos en forma de 
láminas (maleabilidad) 
- Poseen un brillo metálico característico. Es debido a la capacidad de los 
electrones de absorber y emitir radiación en casi todas las frecuencias del 
visible. El oro y el cobre no emiten parte de la radiación que absorben 
presentando por ello una coloración amarillenta-dorada. 
- Tiene la capacidad de emitir de electrones. Al ser excitados mediante 
energía luminosa o calorífica, los electrones que se encuentran relativamente libres dentro de la 
red pueden ser arrancados de ella. Esta propiedad es el fundamento de los efectos fotoeléctrico 
(ya visto) y termoiónico. 
Otro modelo teórico que permite explicar propiedades de los metales que no justificaba el de 
la nube electrónica es el modelo de bandas, basado en la formación de orbitales moleculares 
(OM). Este modelo queda, de momento, sin desarrollar en estos apuntes. 
 
 
 
 
 
Entre los sólidos que forman redes (metálicas, iónicas o covalentes) puede existir variaciones en el orden anterior, pero siempre estarán situados 
en él a la derecha de los enlaces intermoleculares 
EN22 .-De las siguientes sustancias: HCl, Br2, KCl, BN, Na, CH3OH, CCl4 y CaSO4 
 a) Indica el tipo de enlace predominante en cada una de ellas. 
 b) ¿Cuáles forman moléculas? 
 c) De entre ellas, ¿cuáles presentan enlaces polares? 
 d) De entre estas últimas, señalar las que sean polares. 
 e) ¿Alguna de ellas puede formar enlaces por puente de hidrógeno? 
 London → Van der Waals → Enlace de H → Iónico → Metálico → Covalente 
FORTALEZA DE LOS ENLACES 
 
+
 
E N L A C E Q U Í M I C O 
Característica / Enlace Iónico Covalente Metálico 
 Entre elementos. . . .. con EN muy diferentes .. con EN elevadas y parecidas .. con EN parecidas y bajas 
 Atracción entre… … iones .. núcleos y electrones compartidos Cationes y electrones deslocalizados 
 Sustancia resultante Sólido iónico Sólidos covalentes Sustancias moleculares Sólidos metálicos (menos Hg) 
 Ptos. Fusión y E. Elevados Elevados Bajos Variables (Relativamente altos) 
 Conductividad Fundidos o en disolución No, salvo con nube π No Sí 
 Solubilidad 
 En agua (o disolventes 
 muy polares) 
 Insolubles En disolventes 
 de similar polaridad 
 Insolubles 
 Dureza Sí Mucha Poca Variable (Intermedia) 
 Ejemplos NaCl, MgO Grafito, SiO2 H2O, Etanol Plata, hierro 
 
A) 
 
 
 
 
B) 
REDES METÁLICAS