Enlaces Químicos

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EL ENLACE QUÍMICO
LOS ENLACES QUÍMICOS SON LAS 
FUERZAS QUE MANTIENEN UNIDOS 
A LOS ÁTOMOS EN UNA MOLÉCULA 
O A LOS IONES EN LOS CRISTALES.
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
1. Enlaces entre átomos
• Enlace Iónico
• Enlace covalente
• Enlace metálico
2. Enlaces intermoleculares
• Enlace de puentes de hidrógeno
• Fuerzas de Van der Waals.
Estructura de Lewis
• Pepresentación de los electrones de 
valencia de cada átomo por puntos o x, 
rodeando al símbolo del elemento.
• Por ejemplo: H· · Ca· :C:
Regla del octeto
• Se logra cuando un átomo metálico 
pierde una cantidad de electrones para 
adquirir una configuración estable, o 
sea, queda con ocho electrones en el 
nivel más externo.
• Los no metales ganan una cantidad de 
electrones para completar ocho en su 
nivel más externo.
1.1. El enlace iónico
• Llamado también enlace electrovalente.
• Se produce por las transferencia de 
electrones de un átomo a otro.
• Tanto el átomo que recibe como el que 
entrega electrones, adquiere configuración 
de gas noble.
1.2. Enlace covalente
• En este tipo de enlace debe compartir 
para adquirir una configuración estable. 
ENLACE QUIMICO 
•Enlace iónico
•Enlace covalente
•Estructuras de Lewis
•Geometría molecular
•Polaridad de las moléculas
•Uniones Intermoleculares
ENLACE QUÍMICO
• Cuando los átomos se unen para 
formar grupos eléctricamente neutros, 
con una consistencia tal que se pueden 
considerar una unidad, se dice que 
están formando moléculas.
• O2 diatómica
• SO2 triatómica
• NH3 tetraatómica
ELECTRONEGATIVIDAD
• Capacidad que tiene un átomo de atraer 
electrones comprometidos en un enlace.
• Los valores de E.N. Son útiles para 
predecir el tipo de enlace que se puede 
formar entre átomos de diferentes 
elementos.
VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD 
DE PAULING
H
2.1
Elemento más
electronegativo
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
1.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Cs
0.7
Ba
0.9
La
1.1
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Fr
0.7
Ra
0.9
Ac
1.1
Th
1.3
Pa
1.5
U
1.7
Np – Lw
1.3
Elemento menos electronegativo
electronegatividad
determina
puede darse entre Átomos diferentes
En los cuales
La diferencia de E.N.
iónico
Diferente de cero
covalente polar
y el enlace puede ser
mayor que 1,7
Diferencia de E.N.
Entre 0 y 1,7
El tipo de enlace
que
Diferencia de E.N.
Átomos iguales
En los cuales
La diferencia de E.N.
Covalente puro o no polar
Cero
y el enlace es
H2; Cl2; N2
ejemplo.
ENLACE IÓNICO
Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. 
Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio 
está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de 
iones en el patrón que se muestra.
ENLACE IÓNICO
MET ALES NO
MET ALES
FORMULA
GENERAL
IONES
PRESENTES EJEMPLO P.F. (ºC)
I A
II A
III A
+
+
+
VII A
VII A
VII A
→
→
→
MX
MX 2
MX 3
(M +; X-)
(M 2+; 2X-)
(M 3+; X -)
LiBr
MgCl2
GaF3
547
708
800 (subl)
I A
II A
III A
+
+
+
VI A
VI A
VI A
→
→
→
M 2X
MX
M 2X3
(2M +; X-2)
(M 2+; X -2)
(2M 3+; 3X-2)
Li2O
CaO
Al2O 3
>1700
2680
2045
I A
II A
III A
+
+
+
V A
V A
V A
→
→
→
M 3X
M 3X2
MX
(3M +; X-3)
(3M 2+; 2X-3)
(M 3+; X -3)
Li3N
Ca3P2
AlP
843
≈1600
COMPUESTOS IÓNICOS
1. Son sólidos con punto de fusión 
altos (por lo general, > 400ºC)
2. Muchos son solubles en 
disolventes polares, como el 
agua..
3. La mayoría es insoluble en 
disolventes no polares, como el 
hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos 
conducen bien la electricidad 
porque contienen partículas 
móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas 
conducen bien la electricidad 
porque contienen partículas 
móviles con carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos 
con punto de fusión bajos (por 
lo general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles 
en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en 
disolventes no polares, como el 
hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o 
fundidos no conducen la 
electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen 
ser malas conductoras de la 
electricidad porque no 
contienen partículas con carga.
ENLACE COVALENTE
• Las reacciones entre dos no metales 
produce un enlace covalente. 
• El enlace covalente se forma cuando dos 
átomos comparten uno o más pares de 
electrones.
• Veamos un ejemplo simple de un enlace 
covalente, la reacción de dos átomos de H 
para producir una molécula de H2
Enlace covalente H-H
Clasificación de los Enlaces
Covalentes
• Enlaces covalentes puros
• Enlaces covalentes polares
• Enlaces covalentes puros
Cuando dos átomos iguales comparten un par 
de é, se dice que hay una distribución simétrica 
de la nube electrónica, el par electrónico es 
atraído igualmente por ambos núcleos.
Clasificación del Enlace 
Covalente
Según número de electrones que participen en 
el enlace: 
ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X
ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X
ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X
Según la diferencia de electronegatividad, se 
clasifican en:
• Enlace Covalente Polar
• Enlace covalente Apolar
Rango de Electronegatividad:
• 1,7 > Dif. Electroneg. > 0 
Enlace Polar
• Diferencia de electronegatividad = 0
Enlace Covalente Apolar
• Al enlace 
ubicado en la 
región 
intermolecular se 
le designa enlace 
sigma σ Enlace sigma
Enlace Covalente Polar 
• Cuando los átomos que forman una 
molécula son heteronucleares y la 
diferencia en E.N. < 2 entonces forman 
enlaces covalentes polares. Ejemplo el 
HCl, el H2O 
• HEN= 2,1 ClEN=2,9
H. + .Cl: Hδ+ :Cl: δ-
. .
. .
. .
. .
ENLACE COVALENTE 
COORDINADO
Un enlace covalente coordinado es un 
enlace formado cuando ambos electrones del 
enlace son donados por uno de los átomos.
Consiste en la compartición de un par de 
electrones, proveniente del mismo átomo.
Ejemplo: O
H O S O H 
O 
Regla del Octeto
• Es habitual que los elementos 
representativos alcancen las 
configuraciones de los gases nobles. 
Este enunciado a menudo se denomina 
la regla del octeto porque las 
configuraciones electrónica de los 
gases nobles tienen 8 é en su capa más 
externa a excepción del He que tiene 2 é.
REGLA DEL DUETO
•Así como los elementos electronegativos, 
cumplen la regla del octeto, para alcanzar la 
configuración de un gas noble. El 
Hidrogeno, cumple la regla del dueto.
•La regla del dueto consiste en que el H2, al 
combinarse con otro elemento, ya sea en un 
enlace iónico o un enlace covalente, lo hace 
para completar su orbital con 2 electrones.
ENLACE QUIMICO
• Enlaces químicos.
• Las fuerzas de atracción que mantiene
juntos a,los átomos en una
• Enlaces Iónicos
• Involucra transferencia de electrones
• Enlaces covalentes
• Involucra la compartición de electrones
ENLACE QUIMICO
IONES
• Los metales pierden sus electrones valencia
para formar cationes:
• La pérdida de electrones se denomina
oxidacion.
• Na . Na+ + e- sodio
• Mg: Mg2+ + 2 e- magnesio
: Al . Al 3+ + 3 e- aluminio
Formacion de aniones
• Los no-metales ganan electrones para
alcanzar la configuración de un gas noble y 
forman aniones:
• Proceso denominado reducción.
• : Cl . + e- : Cl : - cloruro
: O : + 2e- : O : 2- oxide
• :N . + 3e- : N : 3- nitruro
.
. :
:
.
.
:
:
:
: :
:
Compuestos Ionicos
• Regla del Octeto:
• Cuando se forman enlaces iónicos los
metales pierden electrones valencia de 
manera que su figuración más externa
llega a ser la de un gas noble, con 8 
electrones..
• Los no metales ganan electronesalcanzando la configuración del gas 
noble más cercano y usualmente con 8 
electrones en su capa externa.
Enlace Iónico
• Las cargas + son atraídas por las
cargas - .
• Aniones negativos son atraídos por
cationes positivos.
• El resultado es un enlace iónico.
• Se forma una red cristalina
tridimensional de aniones y cationes.
Insert figures 8.2, 
8.3, 8.4
La estructura de la sal
Cloruro de Sodio
Conservación de la 
electroneutralidad
• Cuando los iones se combinan la 
electroneutralidad debe ser conservada. En 
la formación de cloruro de magnesio,
• 2 iones Cl- deben balancear a un ión a Mg2+:
• Mg2+ + 2 Cl- MgCl2
• En la formación de nitruro de magnesio,
• 3 Mg2+ se balancean con 2 N3- ions:
• 3 Mg2+ + 2N3- Mg3N2
Propiedades de los compuestos
ionicos
• Unidades tridimensionales extendidas.
• Elevados puntos de fusión y de 
ebullición.
• Tienen brillo
• Fundidos o soluciones acuosas, 
conducen la electricidad.
Compuestos iónicos en solución
• Los compuestos iónicos se disuelven
en agua y se disocian para formar iones
solvatados:
• NaCl(s) Na+(ac) + Cl-(ac) 
• La solución resultante conduce la 
electricidad y se denomina electrolito.
H2O
Compuestos moleculares
(covalentes)
• Estructuras de Lewis para un 
compuesto molecular. Los 
electrones son compartidos:
• H2, .H + H H:H
Cl2 Cl. ::
.
+ Cl
:
:
: .: :Cl:Cl:
: :
::
Regla del Octeto
Los átomos
tienden a perder o 
ganar electrones
de manera de 
completar 8 
electrones en su
última capa. 
(excepto aquellos
que estan
continuos al He)
Moleculas diatómicas
• Los pares de electrones pueden
representarse por un trazo: 
• H:H H-H
• Elementos diatómicos como H2, Cl2, N2
poseen enlaces covalente apolares.
Nitrogeno
• En la molécula de N2, 2 átomos de nitrogeno
comparten electrones:
• :N:N:
• Esta estructura no es correcta porque no se 
cumple la regla del octeto. Electrones no 
enlazantes son movidos entre los átomos
para ser compartidos:
•
• Se forma así un triple enlace covalente.
.
.
.
.
N N
Enlaces Covalentes
• Enlace simple: 2 electrones compartidos
• Enlace doble : 4 electrones compartidos.
• Enlace triple:6 electrones compartidos.
Otras estructuras de Lewis
• Los pares de electrones enlazantes
pueden ser representados por una línea.
• HCl H . .
+ Cl::
:
H:Cl:: := H-Cl:
::
H2O
H.
H
.
. O:
:
.
. .
H:O:
:
:
:
H
= H-O:
H
: :
+
Electronegatividad
• Electronegatividad se define como la 
habilidad de un átomo para atraer
electrones comprometidos en un 
enlace químico.
• Los elementos más electronegativos
tienen atracción mayor sobre los
electrones.
Insert Figure 8.6
Electronegatividades
de Elementos
Electronegatividad
• Los átomos ubicados en el extremo superior 
derecho de la tabla periódica tienen las
electronegatividades mayores.
• El fluor, F es el más electronegativo de los
elementos, con valor 4.
• Cs es el menos electronegativo 0,7.
• Cl es 3.0 H es 2.1 S es 2.5
• O es 3.5 Na es 0.9 Br es 2.8
• C es 2.5 N es 3.0 I es 2.5
Enlace Covalente
• Clasificar un enlace covalente como
polar o apolar.
• Los enlaces polares son consecuencia
de una compartición desigual de 
electrones.
• La compartición desigual resulta
cuando hay una diferencia de 
electronegatividades entre los átomos.
• Así
– H-H es apolar puesto que H & H tienen la 
misma electronegatividad
– Cl-Cl es apolar pues Cl & Cl tienen la 
misma EN.
– H-Cl es polar pues H & Cl tienen
diferentes EN. ( H = 2.1, Cl = 3.0 )
Apolar y polar
Representación de enlaces 
polares
• H-Cl:
:
:
El + en la flecha esta sobre el elemento menos electronegativo. La 
punta de la flecha sobre el más electronegativo.
H-Cl:
:
:
δ+ δ−
O:
δ+ esta sobre el átomo menos electronegativo y δ- sobre el 
más electronegativo.
Insert fig 8.8
Ac cvlorhídrico HCl
Molécula Polar
Apolar, Polar, Iónico
• Existe una transición continua entre enlaces 
covalente apolar hasta enlaces iónicos. 
• En los enlaces apolares no existe diferencia
de electronegatividad entre los átomos.
• En los enlaces iónicos existe una gran
diferencia de EN entre los átomos. 
• (ΔEN>1.7)
• Los enlaces covalentes polares tienen una
diferencia de electronagatividad intermedia
entre los átomos.
Insert graphic at top of 
page 223
El caracter iónico aumenta con la 
diferencia de electronegatividad. 
Comparación y contraste entre enlaces 
iónicos y covalentes.
> Enlace iónico
• Intercambio de 
electrones
• metal/no-metal
• Forman cristales
• Elevados puntos de 
fusión y de ebullición.
• Tienen brillo
• Ejemplo: NaCl
• Fundido y en solución
conducen la 
electricidad.
> Covalente
• Electrones compartidos
• no-metal/no-metal
• Son Moleculares (bajo
punto de ebull. y de 
fusión)
• ej. : CO2, Cl2