TEMA 41

Vista previa del material en texto

www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
1/22
TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA
(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)
-------------------------------------------------------------------------------
TEMA 41
EL ENLACE QUÍMICO. ASPECTOS ENERGÉTICOS. CLASIFICACIÓN DE
LOS ENLACES SEGÚN LA ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ÁTOMOS QUE
LOS FORMAN. ESTUDIO DEL TIPO DE ENLACE DE ACUERDO CON LAS
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS.
Esquema
1. Introducción al enlace químico.
1.1. Introducción histórica.
1.2. Aspectos energéticos del enlace químico.
2. Clasificación de los enlaces.
2.1. Enlace iónico.
2.1.1. Formación de compuestos iónicos.
2.1.2. Estructura de los cristales iónicos.
2.1.3. Energía reticular
2.1.4. Valencia iónica.
2.2. Enlace covalente.
2.2.1. Teoría de Lewis.
2.2.2. Características del enlace covalente.
2.2.2.1. Longitud de enlace.
2.2.2.2. Angulo de enlace.
2.2.2.3. Energía de enlace.
2.2.2.4. Polaridad de los enlaces.
2.2.3. Escala de electronegatividades de Pauling.
2.2.4. Valencia covalente.
2.3. Enlace de Hidrógeno.
2.3.1. Definición, características y propiedades.
2.3.2. Mecanismos de formación de enlace de Hidrógeno.
2.4. Enlace metálico.
2.4.1. Descripción, características y propiedades.
3. Propiedades de las sustancias según el tipo de enlace.
3.1. Propiedades de las sustancias iónicas.
3.2. Propiedades de las sustancias covalentes.
3.3. Sustancias covalentes parciales y electronegatividad.
3.4. Propiedades de las sustancias con enlace metálico.
3.5. Propiedades de las sustancias con enlace de hidrógeno.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
2/22
TEMA 41
EL ENLACE QUÍMICO. ASPECTOS ENERGÉTICOS. CLASIFICACIÓN DE
LOS ENLACES SEGÚN LA ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ÁTOMOS QUE
LOS FORMAN. ESTUDIO DEL TIPO DE ENLACE DE ACUERDO CON LAS
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS.
1. INTRODUCCIÓN AL ENLACE QUÍMICO
1.1. Introducción histórica.
Sabemos que la materia está constituida por átomos y que éstos, a su vez, están
formados por protones, electrones y neutrones, Sin embargo, el mundo que nos rodea
está integrado por elementos combinados entre sí y no por átomos aislados (con excep-
ción de los gases inertes). Por ello, en este tema veremos la manera en que los átomos se
enlazan entre sí para dar lugar a combinaciones químicas, así como las propiedades físi-
co-químicas más importantes de éstas. En este sentido, ha de disponerse de una teoría
del enlace químico que explique por qué se combinan unos determinados átomos con
otros y por qué lo hacen en unas proporciones definidas, y que justifique, además, la
estructura geométrica de las moléculas y los aspectos energéticos que acompañan a la
formación de los enlaces.
A principios del Siglo XIX, Berzelius propuso una primera justificación a la unión
entre los átomos: la teoría de enlace electrostático, según la cual los átomos se mantie-
nen unidos por atracción electrostática entre cargas opuestas. Tras analizar cuantitati-
vamente muchos compuestos, ya hacia la mitad del siglo XIX se lanzó la idea de que los
átomos poseían una capacidad combinatoria determinada. Se adjudicó a cada elemento
una valencia, que indicaba el número de enlaces por los que ese átomo podía unirse a
otros. Los átomos tendrían una serie de "ganchos" para conectarse entre sí, siendo
constante para cada elemento este número de ganchos o valencia.
A finales del XIX, con el descubrimiento del electrón por Thomson, se abre cami-
no la teoría electrónica del enlace. Basándose en el modelo atómico de Bohr se compro-
bó que la configuración electrónica externa era una propiedad característica de los ele-
mentos de una misma familia, lo mismo que la valencia. Por esto se supuso que estos
electrones externos serían los que participaban en la formación de los enlaces, por lo
que les llamó, electrones de valencia. Esto significó un paso muy importante en la
construcción de la moderna teoría del enlace.
1.2. Aspectos energéticos del enlace químico.
Muchos átomos se combinan entre sí para dar lugar a especies compuestas polia-
tómicas estables de propiedades diferentes a las de los átomos de partida. Sin embargo,
hay átomos que no pueden formar combinaciones estables. Para comprender estas dife-
rencias atenderemos en primer lugar, a los cambios energéticos que pueden producirse
cuando dos átomos cualesquiera, X e Y, se aproximan lo suficiente para poder interac-
cionar entre sí. Al acercarse esos átomos, sus nubes electrónicas y sus núcleos interac-
cionarían mutuamente. El hecho de que no lleguen a formar una combinación estable
podría interpretarse por la existencia de repulsiones cada vez más grandes a medida que
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
3/22
la distancia interatómica disminuye. Con esto, la energía del sistema iría aumentando,
llegándose a un grado de inestabilidad mayor.
Por otro lado, el hecho de que X e Y den lugar a una combinación estable puede
explicarse porque, al ir aproximándose, se produce algún fenómeno que origina unas
nuevas fuerzas de tipo atractivo. Si éstas superan las fuerzas repulsivas anteriores, serán
responsables de una disminución paulatina de la energía del sistema, hasta llegar a un
mínimo para una distancia interatómica determinada, r0 (de equilibrio porque los áto-
mos estarían vibrando dentro de esa distancia media). A partir de esa distancia, al seguir
aproximando los átomos la energía vuelve a aumentar, puesto que a distancias muy pe-
queñas, las fuerzas repulsivas entre las nubes electrónicas, por una parte, y entre los
núcleos, por otra, se hacen más importantes que las fuerzas atractivas.
Puede concluirse que, a la distancia r0 existe un conglomerado atómico cuya
energía es menor que la energía del sistema constituido por los átomos separados.
Cuando la disminución de energía es superior a unas 10 Kcal/mol, se dice que se ha
producido un enlace químico. Para valores inferiores, la estabilidad del nuevo sistema
formado no es aún suficiente como para dar lugar a especies con propiedades diferentes
y características propias.
La cuestión que se plantea a continuación es determinar cuál es el fenómeno que
ha tenido lugar para originar esas fuerzas atractivas. El fenómeno no es otro que la esta-
bilidad de la configuración electrónica de los átomos del compuesto, frente a la configu-
ración electrónica de los átomos por separado, por la cesión, ganancia o compartición de
electrones.
2. CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES
Cuando se produce la unión de los átomos, con el correspondiente reajuste ener-
gético, para dar lugar a un compuesto químico, los electrones dejan de estar sometidos a
la influencia exclusiva del átomo al que pertenecían y caen bajo la influencia del otro
átomo del enlace (podríamos ampliar este concepto al caso de agregados de más de dos
átonos). Tiene lugar así la formación de distintos tipos de enlace:
a) Enlace iónico. Electrones de uno de los átomos se separan completamente de
él, y pasan a pertenecer al otro átomo de manera definitiva, formándose iones.
b) Enlace covalente. No se produce transferencia definitiva de electrones de un
átomo a otro, sino sólo compartición de esos electrones por los dos átomos. Cada elec-
trón del enlace estará bajo la influencia de los dos átomos.
c) Enlace de hidrógeno. Es fundamentalmente de carácter electrostático y lo dan
elementos muy electronegativos con el átomo de hidrógeno.
d) Enlace metálico. A diferencia del covalente, los electrones de enlace no están
sujetos a un par concreto de átomos, sino que se mueven libremente por una extensa
región entre los iones positivos que se formaron al desprenderse de sus átomos respecti-
vos.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
4/22
El enlace real entre dos o más átomos, no será e un tipo puro determinado,sino
que presentará una mezcla de características de varios de ello. Así por ejemplo, existen
enlaces que presentan un cierto carácter iónico y un cierto carácter covalente y entre sus
moléculas puede presentarse el enlace de hidrógeno. La molécula de agua presenta en-
laces O−H covalentes con cierto carácter polar y entre sus moléculas se presenta el en-
lace de hidrógeno.
2.1. Enlace iónico.
El enlace iónico se presenta entre por elementos de electronegatividades muy dife-
rentes, por ejemplo, un metal y un no metal. Se origina dicho enlace por la atracción
electrostática entre los iones de carga opuesta que se forman al producirse una transfe-
rencia completa de electrones entre los átomos de diferente electronegatividad que se
enlazan.
Los compuestos iónicos se caracterizan por ser sólidos cristalinos en condiciones
ordinarias de presión y temperatura, ya que los iones se hallan dispuestos en los nudos
de redes cristalinas de distintos configuraciones que dependen del tamaño y número de
los iones presentes.
2.1.1. Formación de compuestos iónicos.
Para estudiar la formación de los compuestos iónicos, tomaremos como base la
formación de un compuesto típicamente iónico, como es el Cloruro Sódico, NaCl. El
sodio es un metal muy activo, que se oxida inmediatamente al aire y reacciona violen-
tamente con el agua, por lo que hay que guardarlo bajo petróleo y el cloro un elemento
muy electronegativo, gaseoso a temperatura ambiente, sofocante y muy venenoso y
fuertemente oxidante. Sin embargo cuando se ponen en contacto tiene lugar una reac-
ción química en la que se forma cloruro sódico, una sal haloidea de propiedades com-
pletamente diferentes a las de sus átomos iniciales:
EnergíaNaClClNa +→+ 22
1
Como el cloruro sódico es un compuesto iónico, este enlace puede interpretarse
teniendo en cuenta que el sodio, como elemento metálico tenderá a perder un electrón, y
el cloro, como elemento electronegativo, tenderá a captarlo:
 ( )[ ] ( ) ( ) ( )[ ] −+ +→ epssNasNeNa 12213 6221 −5’1 eV
 ( ) ( )[ ] ( ) ( ) ( ) ( ) ( )[ ]6262252 33221133 pspssClepsNeCl −− →+ +3’7 eV
Se transfiere un electrón del átomo de sodio al de cloro, con lo que ambos adquie-
ren la configuración del gas inerte correspondiente (neón y argón respectivamente). El
balance energético sería, no obstante, desfavorable, ya que la energía desprendida (afi-
nidad electrónica del cloro) es inferior a la absorbida (energía de ionización del sodio).
Pero ha de considerarse que la aproximación de dos iones de carga opuesta, desde el
infinito hasta la distancia de equilibrio para formar la molécula Na+Cl− en estado gaseo-
so es un proceso exergónico, porque se produce en él un desprendimiento de energía.
Esto es debido a la energía de atracción electrostática entre ambos iones, la cual com-
pensa el balance energético anterior:
.)()()( ElectrstEgClNagClgNa +→+
−+−+
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
5/22
Los compuestos iónicos se presentan en forma cristalina de iones ordenados. En la
formación de un cristal iónico se produce un desprendimiento de energía mucho mayor.
Al formarse el cristal, cada ion que se incorpora al retículo cristalino, se acerca a varios
iones de carga opuesta y no a uno sólo como ocurre en una sola molécula. En el proceso
de formación de un mol del compuesto iónico en estado cristalino se desprende, pues,
más energía que en el proceso de formación de un mol de moléculas iónicas. Este hecho
explica por qué aparecen en la naturaleza como sólidos iónicos y no como moléculas.
Un compuesto iónico sólo se presenta como moléculas iónicas sueltas en estado gaseo-
so, pues en estado líquido se presenta como moléculas y como iones sueltos.
En los sólidos iónicos no se puede hablar de moléculas como entidades aisladas,
ya que el cristal será él mismo una enorme molécula, o macromolécula, constituida por
un elevadísimo número de iones de cargas opuestas, perfectamente ordenados.
En la formación de un cristal iónico han de tenerse en cuenta las energías poten-
ciales eléctricas desprendida al disponerse los distintos iones de carga opuesta en el retí-
culo cristalino correspondiente. Es la llamada energía reticular, o variación de entalpía
ocurrido al aproximar los iones gaseosos, situados a una distancia infinita, hasta sus
posiciones en el cristal (referida a un mol de compuesto). Los valores determinados de
las energías reticulares están referidos a l atm y a 25ºC (condiciones estándar).
Cuanto más elevada sea la energía reticular, más energía se desprende en el proce-
so de formación del cristal iónico y éste será más estable. Por tanto, el conocimiento del
valor de la energía reticular es muy importante, pues da una medida directa de la estabi-
lidad del cristal.
2.1.2. Estructura de los cristales iónicos.
Para explicar las estructuras cristalinas de los compuestos iónicos, deben hacerse
algunas consideraciones teóricas. Se supuso a los iones como esferas indeformables que
al atraerse mutuamente y se aproximan hasta entrar en contacto unas con otras, dispo-
niéndose simétrica y alternativamente según formas geométricas regulares. Cada ion
positivo se rodea de iones negativos y viceversa, tendiéndose al mayor empaquetamieto
posible, con lo cual se llega a la situación de máxima estabilidad. La estructura geomé-
trica de las redes iónicas depende del tamaño de los iones, de forma que la repulsión
entre iones iguales sea mínima y la atracción entre iones opuestos sea máxima. También
depende de su carga, pues ésta determina el número de iones de cada clase que habrá
presentes en la red para que el conjunto del cristal resulte neutro.
La estructura geométrica de las redes cristalinas, así como las distancias entre los
iones, sus posiciones y disposiciones, se determinan experimentalmente mediante técni-
cas de difracción de rayos X y de difracción de electrones y de neutrones. A la porción
más pequeña de red cristalina necesaria para representar su simetría o forma geométrica
se le denomina celdilla unidad, la cual al repetirse en todas las direcciones del espacio,
construirá todo el cristal.
La geometría del cristal viene definida por el índice o número de coordinación
que es el número de partículas vecinas más próximas que rodean a una partícula deter-
minada en el cristal. Para el caso de los sólidos iónicos, en particular, será el número de
iones de una carga que rodean a otro de carga opuesta.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
6/22
Existen distintos tipos de estructuras cristalinas:
unas son de fórmula empírica XY en las que la relación
estequiométrica catión(X)/anión(Y) es 1:1 y otras son
de fórmula empírica XY2 en las que la relación de ca-
tión(X)/anión(Y) (o anión(X)/catión(Y)) es 1:2. Por
ejemplo, la red del tipo del cloruro sódico XY, tiene
como número de coordinación 6:6. Esto indica que en
el cristal de cloruro sódico cada Cl− está rodeado de 6
Na+ y viceversa. Los iones opuestos están situados al-
ternativamente en los vértices de un cubo (red cúbica
centrada en la cara, fig.l). Otro tipo importante, también
XY, es la red del cloruro de cesio, de números de coor-
dinación 8:8 (red cúbica centrada en el cuerpo, fig.2).
El tamaño de los iones es un factor decisivo en la
estructura de las redes cristalinas, reduciéndose a un
simple problema geométrico. Se pueden considerar los
iones como esferas rígidas de determinado radio. Esto
es una aproximación que introduce un margen de error
porque los iones no son realmente indeformables.
 FIG. 1
 Fig. 2
El radio iónico puede considerarse determinado por el número n del nivel energé-
tico más externo ocupado por electrones, en el ion. Así, en un grupo del sistema perió-
dico, el radio de los iones de igual carga aumenta al descender en el grupo, pues au-
menta el número n del nivel más externo.Pero el tamaño de los iones viene determina-
do también por la fuerza atractiva de la carga nuclear efectiva (carga del núcleo menos
el apantallamiento de los electrones internos) sobre los electrones externos. Según ésto:
a) Cuando un átomo se convierte en ion positivo, el tamaño se hace menor res-
pecto al del átomo neutro, ya que hay un exceso de carga positiva con relación al núme-
ro de electrones.
b) Cuando un átomo se convierte en ion negativo el tamaño se hará mayor res-
pecto al átomo neutro ya que hay un exceso de carga negativa con relación a la carga
positiva nuclear.
c) Considerando iones isoelectrónicos (iones con igual número de electrones) son
mayores los aniones que los cationes. Por ejemplo: radio Cl− > radio K+.
d) Considerando iones isoelectrónicos positivos, el radio disminuye al aumentar la
carga positiva neta, pues los electrones son más atraídos por el núcleo. Por ejemplo:
radio Na+> radio Mg2+.
e) Considerando iones positivos diferentes del mismo elemento ocurre lo mismo
que en el caso anterior. Por ejemplo: radio Ga+> radio Ga2+.
f) Considerando iones de igual carga neta de átomos del mismo período, el radio
disminuye al aumentar el número atómico, por ejemplo: radio Rb+> radio Ag+.
En general los cationes son más pequeños que los aniones para una masa atómica
semejante. La razón de los radios catión/anión, r+/r−, está íntimamente relacionada con
la estructura cristalina de los compuestos iónicos. Cuanto más grande sea el catión en
comparación con el anión, mayor número de aniones vecinos podrá acomodar a su alr e-
dedor. Es decir, mayor será el número de coordinación. Por eso, se comprende que el
ion Cs+, al tener un volumen bastante grande, permita que en el cloruro de cesio el nú-
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
7/22
mero de coordinación sea ocho, mientras que en el cloruro de sodio, al tener el ion Na+
un volumen más pequeño, el número de coordinación sea seis.
2.1.3. Energía reticular.
La Energía Reticular de un cristal, comprende el conjunto de las energías poten-
ciales eléctricas que los iones poseen por encontrarse en los campos eléctricos de los
iones vecinos en la red iónica. Para calcularla hay que considerar el balance energético
debido a todas las interacciones electrostáticas que aparecen al aproximar todos los io-
nes hasta sus posiciones en el cristal, que comprenden:
-Fuerzas de atracción entre los iones de carga opuesta.
-Fuerzas de repulsión entre los iones de igual carga.
La intensidad de estas fuerzas depende de la carga total de los iones y de sus dis-
tancias respectivas. Sin embargo, el calcular así la energía reticular no resulta tan senci-
llo, ya que existen también interacciones entre los núcleos y los electrones de iones ad-
yacentes y, además, sobre cada ion ejercen su acción no solamente los iones contiguos a
él, sino todos los demás iones del cristal. Como las distancias de cada uno de estos iones
al ion considerado son diferentes, hay que introducir un factor de proporcionalidad que
lo tenga en cuenta y que dependerá del tipo de estructura de la red cristalina. Este factor
se denomina constante de Madelung, cuyos valores se han calculado y tabulado.
La ecuación de Born da la energía potencial para dos iones de cargas Z1e y Z2e se-
parados una distancia internuclear d:
 nd
be
d
eZZ
EP
22
21 += (1)
donde el sumando be2/dn la energía potencial debido a la repulsión de las nubes electró-
nicas de los iones, que es inversamente proporcional a la potencia n de la distancia,
siendo n (exponente de Born) proporcional a la densidad electrónica de los iones (n=5
para configuración de He, 7 para Ne, 9 para Ar o Cu+, 10 para Kr o Ag+, etc).
La energía potencial es negativa cuando d en mayor que la separación internuclear
d0 dado que para iones de carga opuesta el primer sumando es negativo. El término de
repulsión (el segundo) aumenta y se hace el mayor de los dos para valores de d muy
pequeños. La energía potencial es mínima en d0.
La ecuación anterior da la energía desprendida
cuando un catión y un anión se acercan desde dis-
tancia infinita a distancia d. Tomando como ejemplo
un cristal de cloruro sódico, cada ion Na+ está ro-
deado de 6 iones Cl− a distancia d, 12 iones Na+ a
distancias d2 , 8 iones Cl− a distancia d3 , 6 io-
nes Na+ a distancia 2d, 24 iones Cl− a distancia
d5 , 24 iones Na+ a distancia d6 , etc.
 FIG. 3
El primer término de la expresión de la energía potencial para la energía despren-
dida al traer un ion sodio desde el infinito hasta su posición estable en la red será:
...
6
24
5
24
2
6
3
8
2
126
222222
1 −+−+−+−=
d
e
d
e
d
e
d
e
d
e
d
e
EP
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
8/22
o bien: 




 +−+−+−−= ...
6
24
5
24
2
6
3
8
2
12
6
2
1 d
e
EP
La suma de la serie infinita converge hacia el valor 1’747558 y se llama constante
de Madelung para la estructura del cloruro de sodio y se utiliza para cualquier sal con
esta estructura ya que depende únicamente de la disposición geométrica de los iones.
El segundo término de la expresión de la energía potencial considera a las fuerzas
repulsivas por la interpenetración de las nubes electrónicas. Con este término se puede
operar más simplemente que con el primero ya que la repulsión varía inversamente pro-
porcional a dn por lo que sólo se consideran los vecinos muy próximos.
Las energías de la red no han sido calculadas por medidas directas hasta fechas
recientes, pero pueden calcularse utilizando un método indirecto basado en el ciclo de
Born-Haber. No es más que la aplicación de la Ley de Hess al proceso de formación de
un cristal iónico. Esta ley se puede expresar del siguiente modo: la entalpía de cual-
quier proceso es independiente del camino seguido, dependiendo sólo de los estados
inicial y final.
 )()()( )(0 gYgXcYX U −+− + ←−
 ↑−∆ )(fH )(−+↑ EI
 )()()(21)( 212 gYgXgYsX
DS + →+ +
siendo U0 la energía de la red, I el potencial de ionización de X(g), E es la afinidad
electrónica del Y(g), D el calor de disociación de la molécula gaseosa Y2(g), S la ener-
gía de sublimación del metal X(s) y ∆Hf el calor de formación de XY(c). Los signos
negativos que acompañan a ∆Hf, E y U indican que estos procesos, en el sentido en que
están escritos, corresponden a desprendimientos de energía. Dado que el cambio en la
energía no depende del camino, se puede igualar ∆Hf a la suma algebraica de las otras
cantidades termoquímicas. De forma semejante U0 puede expresarse por:
 EIDSHU f −+++∆= 2
1
0 (2)
Como los valores de ∆Hf, S, D e I, se pueden determinar experimentalmente y es-
tán tabulados, es fácil determinar la energía reticular simplemente consultando las tablas
correspondientes y aplicando la ecuación anterior.
La energía de red fue calculada en anteriores aplicaciones mediante la ecuación
(1) de la energía potencial y utilizada junto con las magnitudes termoquímicas experi-
mentales, ecuación (2), para calcular las afinidades electrónicas de las que no se dispo-
nen de valores experimentales. Cuando se disponen de datos de afinidades electrónicas,
se puede obtener un valor experimental de U0 mediante la ecuación (2) que coincide con
bastante aproximación con el valor teórico calculado mediante (1). La concordancia no
es tan buena en el caso de sales con iones de elevada carga o con enlaces con carácter
covalente apreciable.
2.1.4. Valencia iónica.
En química se utiliza el término de valencia, para dar una medida relativa de la
capacidad de combinación de los átomos de los elementos. El conocimiento de la valen-
cia es importante para poder comprender y conocer las normas de formulación.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio AbrisquetaGarcía, 1999 Temario Específico – Tema 41
9/22
Llamamos valencia iónica o electrovalencia a la capacidad que tienen de los áto-
mos para perder o ganar electrones y formar así iones, alcanzando una configuración
electrónica de gas inerte, más estable. Los iones formados se llaman Cationes o los
Aniones según sean positivos (por pérdida de electrones) o negativos (por ganancia de
electrones).
Cationes. Son los formados por elementos de carácter metálico y podemos distin-
guir los siguientes:
- Metales alcalinos: ns1, formarán fácilmente iones M+.
- Metales alcalino-térreos: ns2, formarán bastante fácilmente iones M2+.
- Metales de transición del grupo IIIb (Sc,Y,La): ns2(n-1)d1, forman iones M3+.
- Metales de transición de los grupos IVb a VIII, tendrían que perder cuatro o más
electrones para adquirir la configuración de gas inerte. Esto requeriría un gran aporte de
energía por lo que sólo darán lugar a iones de cargas+1 a +3. Presentan varias valencias
debido a que los orbitales ns y (n-1)d presentan energías muy próximas entre ambos.
- Metales de transición de los grupos Ib y IIb y metales de postransición, hasta el
grupo Va: tienen completos o casi completos los subniveles d y s (d9, d10 y s2).
Como las estructuras d10 son muy estables (de pseudogas noble), los elementos de
los grupos Ib y IIb pueden fácilmente perder uno o dos electrones. En los elementos de
postransición la energía de ionización se va haciendo mucho mayor, por los cual sólo
algunos átomos forman iones positivos.
Aniones. Están formados por elementos no metales o semimetales que por su ele-
vada electronegatividad tienen tendencia a ganar electrones y tendemos:
- Halógenos: ns2np5, forman aniones monovalentes X− (ns2np6).
- Anfígenos: ns2np4, pueden formar aniones X (ns2np6).
- Nitrogenoideos: ns2np3, que para formar aniones trivalentes tendrán que tomar
tres electrones, pero el balance energético es muy negativo y los formarán muy difícil-
mente.
- Carbonoideos: ns2np2, que por la misma razón anterior es prácticamente imposi-
ble que formen aniones con cuatro cargas.
- Gases nobles: ns2np6 por su elevada energía de ionización y por tener afinidades
electrónicas negativas, no podrán formar iones positivos ni negativos.
2.2. Enlace Covalente
2.2.1. Teoría de Lewis.
Si los valores de las energías de ionización y de las afinidades electrónicas son
elevadas, entonces no se favorece la pérdida de electrones ni la captura de éstos para
formar iones, no se producirá la transferencia definitiva de electrones entre los dos áto-
mos que van a formar el enlace químico y éste no puede basarse en la atracción elec-
trostática. Así, en el compuesto metano, CH4, para que se produjera la unión por enlaces
iónicos sería necesario que los cuatro átomos de hidrógeno se ionizaran a H+ y el átomo
de carbono se ionizara a C4−, análogamente en el tetracloruro de carbono CCl4 sería
necesario que los 4 átomos de Cloro se ionizaran a Cl− y el átomo de carbono a C4+
A
I
ECeC
EeHH
ª44
4444
4 +→+
++→
−−
−+
 
A
I
ECleCl
EeCC
4444
ª444
+→+
++→
−−
−+
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
10/22
El balance energético en estos procesos es tan desfavorable que no se compensaría
ni siquiera con la energía electrostática que se desprendería al aproximarse esos iones
para formas runa estructura cristalina. Sin embargo, como estos compuestos existen y
no son sólidos a temperatura ambiente, habrá que explicar la unión de sus átomos me-
diante otro tipo de enlace distinto del enlace iónico y su unión electrostática.
Fue Lewis, en 1916 el primero en exponer una teoría plausible para explicar la
formación de este tipo de compuestos. La idea básica es muy simple: cada enlace entre
dos átomos resultaría de la compartición de dos electrones, proveniente de aportar cada
uno de los átomos, un electrón desapareados. De esta forma, se compartirían todos los
electrones necesarios hasta que los átomos adquiriesen la configuración de gas noble.
Cada par de electrones compartidos constituye así un enlace covalente. Este enlace se
formar entre átomos de electronegatividad análogas, normalmente entre elementos no
metálicos o entre elementos metálicos cuando se encuentren en estado gaseoso.
Exponemos algunos ejemplos de moléculas con enlaces covalentes con la descrip-
ción electrónica de sus átomos para formación del enlace:
a) NH3 Amoniaco
Presentamos la configuración electrónica de los átomos individuales donde se
manifiesta la existencia de electrones desapareados con posibilidad de unirse en enlace
covalente:
 
1
11122
1
22221
sH
pppssN zyx
→
→
 
El nitrógeno tendrá que compartir sus tres electrones desapareados con tres elec-
trones desapareados de otros tantos átomos de hidrógeno para llegar al octeto electróni-
co (configuración de gas inerte).
Empleando la representación de Lewis o de fórmulas de electrón-punto, se tendrá:
NH
H
H
También, de una forma más sencilla, se puede utilizar un guión para indicar el par
de electrones de cada enlace covalente entre átomos:
N H
H
H
El hidrógeno así ha adquirido también la configuración de gas inerte correspon-
diente a la del Helio.
b) O2 Oxígeno
Análogamente, la configuración electrónica del átomo de oxígeno es:
 11222 22221 zyx pppssO → 
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
11/22
El átomo de oxígeno al combinarse con otro átomo de oxígeno idéntico tendrá que
compartir dos electrones; es decir, en total compartirán dos pares de electrones, formán-
dose entre ambos un enlace covalente doble.
O O o simplemente O O
En estos casos sí puede hablarse de la formación de verdaderas moléculas como
entidades diferenciadas y unitarias, a diferencia de los compuestos iónicos. En estas
moléculas, a los pares de electrones compartidos se les llama también pares de electro-
nes enlazantes y a los pares electrónicos externos, que no están compartidos y que, por
tanto, no forman enlace, se les llama electrones no enlazantes, pares de electrones so-
litarios o no compartidos.
Posteriormente, Lewis propuso la creación del enlace covalente por aportación del
par de electrones por uno sólo de los átomos; es el llamado enlace covalente coordinado
o dativo. Este enlace covalente coordinado una vez que se ha formado es indistinguible
del enlace covalente ordinario como se puede comprobar en el grupo amonio NH4+.
Esta sencilla teoría de Lewis del enlace covalente fue sustituida posteriormente
por teorías mecano-cuánticas. Sin embargo, se sigue utilizando el lenguaje y simbolis-
mo de Lewis por resultar más cómodo.
2.2.2. Características del enlace covalente.
2.2.2.1. Longitud del enlace.
Llamamos longitud de enlace en un enlace covalente a la distancia media entre los
núcleos de los dos átomos unidos por dicho enlace covalente. Destacamos distancia
media porque, en realidad, los núcleos no se encuentran fijos en la molécula sino que
están vibrando alrededor de sus posiciones de equilibrio. Esta distancia se mide direc-
tamente mediante distintos métodos experimentales. Pero también puede calcularse de
una forma teórica, sumando los radios de los átomos del enlace.
2.2.2.2. Ángulo de enlace.
Se llama ángulo de enlace al ángulo que forman las dos líneas de dos enlaces ad-
yacentes de un átomo. Así, en el agua sería el ángulo entre los dos enlaces O-H que
forma el Oxígeno con los dos Hidrógenos, es decir, entre las dos líneas hipotéticas que
conectan los núcleos del oxígeno y de los hidrógenos:
O
H H
α
2.2.2.3. Energía de enlace.
Definimos la energía de disociación de una molécula diatómica como la energía
necesaria para disociar un mol de esas moléculas, en estado gaseoso, en sus dos átomos
separados, también en estado gaseoso, suponiendo que el proceso ocurre a 0ºK, pues así
la molécula se encuentra en su estado vibracionalmás bajo. La energía de disociación es
la referida al proceso dado por la reacción:
)()()( gYgXgXY +→ [ ]Ko0
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
12/22
En la realidad, lo que se determina experimentalmente (por métodos termoquími-
cos y espectroscópicos) es la entalpía de este proceso, ya que se efectúa a presión cons-
tante. Sin embargo, el término energía se emplea muy frecuentemente para expresar lo
que en realidad son variaciones de entalpía en procesos a presión constante.
La energía implicada en el proceso inverso, es decir, la formación de la molécula
a partir de sus átomos, en estado gaseoso, es la llamada energía de enlace, igual a la de
disociación pero de signo opuesto. Estas energías son función de la temperatura, pero
como la diferencia de su valor a 0 K y a temperatura ambiente (unos 300 K) es muy
pequeña, la supondremos independiente de la temperatura. Los valores de las energías
de enlace vienen tabuladas para condiciones estándar (1 atm. y 25ºC).
Cuando las moléculas son poliatómicas, la energía del enlace entre dos átomos
determinados depende de la naturaleza del resto de la molécula, pero generalmente la
variación es lo suficientemente pequeña para poder tabular las energías de enlace pro-
medio como buena aproximación.
2.2.2.4. Polaridad de los enlaces.
Si los dos átomos de una molécula diatómica covalente son iguales, el par de
electrones está igualmente compartido por los átomos y los suponemos equidistantes de
los núcleos. Sin embargo, si los dos átomos son distintos, el par de electrones ya no está
compartido por igual por ambos átomos, a no ser que éstos tengan la
misma electronegatividad, lo que es altamente improbable. Así, en la
molécula A-B (fig.4) a mayor diferencia de electronegatividad entre
A y B, mayor desigualdad habrá en la compartición del par electróni-
co, ya que el más electronegativo (B) atraerá más hacia sí esos elec-
trones. Esta desigualdad en la compartición electrónica provoca, a su
vez una polaridad en el enlace porque el centro geométrico de las car- 
FIG. 4
gas positivas no coincide con el centro geométrico de las cargas negativas y la molécula
es un pequeño dipolo. Se dice que el enlace es polar, lo que se indica con δ+ y δ−, signi-
ficando δ la fracción de carga eléctrica que aparece desplazada sobre cada átomo. Esta
desigualdad se mide cuantitativamente mediante el momento dipolar eléctrico o sim-
plemente momento dipolar, µ. Su determinación experimental se realiza por medidas de
la capacitancia de un condensador entre cuyas placas se coloca la sustancia en solución.
El momento dipolar de una molécula diatómica viene dado por la cantidad de car-
ga eléctrica (q) que está asimétricamente distribuida en el enlace, multiplicada por la
distancia d que separa los centros respectivos de las cargas positivas y negativas del
dipolo. Matemáticamente lo expresamos así:
dq.=µ (3)
y se mide en (en el S.I.) en debye, D. 1 D = 10−18 ues.cm
El hecho de que los enlaces covalentes sean polares significa que ya no son cova-
lentes puros, sino que tienen un cierto carácter iónico (es como si fueran intermedios
entre el enlace covalente puro y el iónico). Lógicamente, el carácter iónico de un enlace
covalente será más alto cuanto mayor sea su momento dipolar, o lo que es lo mismo,
cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos. Por tanto, podrá
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
13/22
calcularse el porcentaje de carácter iónico, es decir, el grado de polaridad, por dos mé-
todos distintos:
a) A partir del valor del momento dipolar:
100
)(
)(
% ×
⋅⋅⋅
⋅⋅=⋅
PuroIónicoEnlaceTeórico
realEnlacealExperiment
IónicoCarácter e
µ
µ
b) A partir de las electronega-
tividades de los átomos del enlace.
Cuanto mayor es la diferencia de las
electronegatividades, ∆En, de los
dos átomos, más polar es el enlace.
Se puede representar gráficamente
la relación entre ∆En y el porcentaje
de carácter iónico (obtenido por el
método anterior). Esto fue realizado
por Linus Pauling, obteniendo la
gráfica de la figura 5. De esta forma
 FIG. 5
conociendo la diferencia de electronegatividades en cualquier compuesto diatómico, se
podrá calcular el valor de su porcentaje de carácter iónico, ayudándonos de la curva
anterior obtenida experimentalmente.
Como se ve en la gráfica, cuando ∆En toma el valor de 1’7, el carácter iónico del
enlace alcanza un valor del 50%. Esto es muy importante para delimitar la separación
entre compuestos iónicos y compuestos covalentes. Se ha establecido que cuando se
supera el valor del 80% de carácter iónico, lo que corresponde a una diferencia de elec-
tronegatividades ∆En=2’5, se puede hablar de compuestos propiamente iónicos.
2.2.3. Escala de electronegatividades de Pauling.
Si en la molécula heteronuclear A-B, las electronegatividades de A y B son dife-
rentes, el enlace será covalente parcialmente iónico y su energía de disociación (ED)
resultará mayor que si fuera covalente puro (Ecov). Esto puede justificarse en el sentido
que a la energía correspondiente al enlace, se le suma una energía adicional (∆) o "exce-
so de energía iónica", debida a la atracción electrostática entre las dos cargas opuestas
de los extremos del dipolo:
 ∆+= covEED (4)
siendo ED un valor real, hallado experimentalmente y Ecov un valor teórico, que se puede
calcular conociendo las energías de los enlaces A-A y B-B, según:
 
2cov
BBAA EEE −−
+= (5)
De estas expresiones puede obtenerse fácilmente el valor de ∆ despejando de la
expresión (4). Como, por otra parte, ∆ está relacionado con la diferencia de electrone-
gatividades entre A y B, Pauling encontró la relación empírica siguiente:
 ∆=− .kXX BA (6)
siendo X es la electronegatividad, XA-XB la diferencia de electronegatividades y k es un
factor de conversión utilizado para pasar las unidades de kilocalorías/mol a eV, siendo:
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
14/22
208'0
23
1 ==k
Como la electronegatividad no tiene un valor absoluto, sino relativo, Pauling dio
arbitrariamente a la electronegatividad del flúor (el elemento más electronegativo del
sistema periódico) el valor do 4'0, y a partir de ésta obtuvo las electronegatividades de
los demás elementos.
2.2.4. Valencia covalente.
Se llama valencia covalente al número de enlaces covalentes simples que un áto-
mo puede formar. En principio, se tendrá en cuenta que un átomo dará lugar a tantos
enlaces covalentes como electrones desapareados tenga. Por tanto, debemos fijarnos en
su configuración electrónica externa, igual que se ha hecho en la valencia iónica.
Para los elementos del primer periodo del Sistema Periódico, tenemos:
H = 1s1 formará un enlace covalente.
He = 1s2 no tiene electrones desapareados, luego no forma ningún enlace.
Para los elementos del segundo periodo, las estructuras electrónicas determinan
los siguientes enlaces:
Li = 1s22s1 formará un enlace covalente.
Be = 1s22s2. Puede pasar un electrón del orbital 2s al 2p, excitando el átomo, dan-
do lugar a dos enlaces covalentes.
B = 1s22s22p1. Si pasa a un estado excitado, como en el berilio, podrá formar tres
enlaces covalentes cuando un electrón de 2s pase a 2p.
C = 1s22s22p2. Pasa a un estado excitado, se configura así: C*=1s22s12px12py12pz1
y podrá formar cuatro enlaces covalentes, previa una hibridación.
N= 1s22s22px12py12pz1 podrá formar tres enlaces covalentes.
O= 1s22s22px22py12pz1 podrá formar dos enlaces covalentes.
F = 1s22s22px22py22pz1 podrá formar un enlace covalente.
Ne = 1s22s22px22py22pz2 no formará ningún enlace covalente.
Los elementos del tercer periodo, tendrán un comportamiento bastante similar a
los del periodo anterior. El metal alcalinoy el alcalinotérreo podrán formar respectiva-
mente uno y dos enlaces covalentes (como el litio y el berilio). De la misma manera, los
elementos correspondientes al grupo del boro (aluminio) y del carbono (silicio) tendrán
una valencia covalente de 3 y 4 respectivamente.
En este período, con la existencia de orbitales d, hará que los grupos Va, VIa,
VIIa y VIlla que en el período 2 no podían desaparear más sus electrones por carecer de
orbitales d vacíos, en los elementos de estos grupos del período 3 podrán desaparearlos
en los orbitales 3d que están desocupados. Así resulta:
P = 3s23px13py13pz1 formara tres enlaces covalentes, pero en un estado excitado
con configuración P*= 3s13px13py13pz13d1 podrá formar también cinco enlaces cova-
lentes.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
15/22
S= 3s23px23py13pz1 formara dos enlaces covalentes, pero en un estado excitado se-
rá S*= 3s13px23py13pz13d1 podrá formar cuatro enlaces covalentes y en otro estado ex-
citado S* = 3s13px13py13pz13d13d1 podrá formar hasta seis enlaces covalentes.
Cl = 3s23px23py23pz1 formara un enlace covalente, pero si va desapareando sus
electrones de los orbitales p en los orbitales d (vacíos), podrá también actuar con valen-
cias 3, 5 y 7, correspondiente a estos estados excitados Cl*= 3s13px23py23pz13d1,
Cl**=3s13px23py13pz13d13d1, Cl***=3s13px13py13pz13d13d13d1.
En los restantes elementos de los siguientes períodos ocurre algo análogo. Por esta
razón de desapareamiento de electrones gracias a la presencia de orbitales vacíos, los
gases inertes podrán formar enlaces covalentes (con excepción del helio y neón). Los
metales de transición podrán formar enlaces covalentes y al ir aumentando el número de
electrones d pueden llegar hasta valencia covalente 7 e, incluso, 8.
2.3. Enlace de Hidrógeno.
2.3.1. Descripción, características y propiedades.
Dentro del enlace entre átomos, hay uno de importancia aparentemente limitada
por la restricción que supone la presencia de una serie de condicionamientos, pero, por
otra parte, se da con tanta frecuencia y en una serie de sustancias de tanto interés como
el agua, alcoholes, etc., que hacen aconsejable su estudio.
El hidrógeno, con un único electrón en el orbital ls no puede unirse a dos átomos
por covalencia normal. Cuando está unido a un elemento muy electronegativo, como el
oxígeno (en la molécula de agua), el enlace tiene un gran porcentaje de carácter iónico
de tal manera que la carga positiva localizada en un volumen tan pequeño, como es el
del hidrógeno, atrae fuertemente a cualquier par de electrones solitarios no compartidos
de un segundo átomo de otra o de la misma molécula, originándose lo que se conoce
como enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno, o más correctamente, enlace por
puente de hidrógeno.
El enlace de hidrógeno es fundamentalmente electros-
tático. Esquemáticamente, en el caso del agua los puentes de
hidrógeno se disponen según se indica en la fig.6. Este tipo
de enlace posee las siguientes características observadas ex-
perimentalmente:
1. Su energía, determinada calorimétricamente, es del
orden de 2 a 10 Kcal/mol, demasiado elevada para pertenecer
a las interacciones débiles, como las fuerzas de Van der Wa-
als, atracción dipolo-dipolo, etc. y demasiado pequeña frente
 FIG. 6
a las energías para enlaces covalentes e iónicos de alrededor de 100 Kcal/mol.
2. Es bastante localizado, más de lo que suelen ser las interacciones débiles. Por
estos dos motivos se habla de enlace, aunque no se trata de un enlace químico propia-
mente dicho, como el iónico o el covalente.
3. En él interviene siempre el hidrógeno, que produce el enlace entre el grupo da-
dor, A-H, y el aceptor, B: A−H + B → A−HLB
Los grupos A y B, que pueden ser iguales o no, invariablemente deben sor muy
electronegativos y además, B debe poseer un par de electrones sin implicar en ningún
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
16/22
enlace, lo que prácticamente limita el campo al flúor y al oxígeno, aunque también se
conocen enlaces de hidrógeno en compuestos con el cloro y el nitrógeno.
4. Generalmente, el enlace de hidrógeno es lineal y asimétrico, estando el protón
más cerca del grupo donante que del aceptor.
El enlace de puente de hidrógeno es el responsable de que las moléculas de agua
cuando ésta se congela y pasa a estado sólido, se alineen en una estructura cristalina que
ocupa un mayor espacio que el ocupado por el agua líquida. Este comportamiento anó-
malo del agua que se dilata al congelarse, hace que la densidad del hielo sea menor que
la del agua y por tanto el hielo flota en el agua. Si no fuera así, la vida en el planeta no
sería como la conocemos, si es que hubiera llegado a producirse la vida, pues si el agua
se portara como una sustancia normal, al congelarse en los mares el hielo producido se
hundiría sin posibilidad de que pudiera licuarse. Las profundidades de los mares esta-
rían permanentemente congeladas y los océanos no hubieran sido el caldo de cultivo de
la vida. Todo esto gracias al humilde enlace de puente de hidrógeno.
2.3.2. Mecanismos de formación del enlace de hidrógeno.
La aproximación electrostática. El enlace de hidrógeno fue reconocido como tal
por primera vez por Latimer y Rodebush en 1920. Al principio se pensaba que en la
especie química A−HLB, la unión HLB, que es el enlace que estamos considerando,
era puramente electrostática. El hidrógeno utiliza su electrón en el enlace covalente
A−H y, por tanto, la densidad electrónica entre el protón y B será pequeña. No es ca-
sualidad que sólo el hidrógeno sea capaz de formar este enlace, ya que su pequeño radio
hace que la densidad de carga positiva sea elevada, creándose un poderoso campo elec-
trostático capaz de producir interacciones culombianas grandes con el par de electrones
no enlazantes de B, especialmente si tenemos en cuenta que, por el carácter electrone-
gativo de B, éste normalmente poseerá una carga negativa de tipo dipolar.
La componente covalente. Es cierto que la interacción electrostática representa
una contribución importante al enlace de hidrógeno. Por otra parte, este valor coincide
bastante bien con el valor experimental, como se observa en la tabla adjunta, por lo que
no es de extrañar que al principio no se consideraran otras posibles contribuciones al
enlace. Sin embargo, no es la única.
Contribuciones energéticas estimadas para un enlace de hidrógeno H-O (en el hielo)
Electrostática (culombiana)………………… -6’0 Kcal/mol
Deslocalización (covalente)………………… -8’0 Kcal/mol
Dispersión…………………………………… -3’0 Kcal/mol
Repulsión…………………………………… +8’4 Kcal/mol
 ---------------------------------------------------
 Total……………… -8’6 Kcal/mol
 Experimental…….. –6’1 Kcal/mol
Coulson y Danielsson han tratado de determinar la contribución covalente al enla-
ce de hidrógeno por el método de enlace de valencia, considerando estructuras tales
como: A−H−B Covalente pura
A−H+LB Iónica sin transferencia de carga
A+H−LB Iónica sin transferencia de carga
A−H−B+ Covalente H−B con transferencia de carga.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
17/22
Los cálculos son necesariamente aproximados e implican un considerable número
de suposiciones, pero de ellos se deduce que la contribución covalente puede ser apre-
ciable, especialmente en los llamados enlaces de hidrógeno "cortos" (unos 2'5 Å) pu-
diendo llegar a ser del mismo orden de magnitud que la contribución electrostática, tal
como se observa en la tabla.
Fuerzas de repulsión y dispersión. Finalmente, como en todas la interacciones
interatómicas, existen fuerzas de dispersión, que en este caso tienen una contribuciónapreciable dada la gran polarizabilidad electrónica. Lo mismo ocurre con las fuerzas de
repulsión, que son francamente grandes, debido al solapamiento de las nubes de carga,
que se produce como consecuencia de que la separación entre los núcleos es menor de
la que existiría si no hubiera enlace de hidrógeno.
2.4. Enlace metálico.
2.4.1. Descripción, características y propiedades.
En el enlace metálico los electrones responsables del enlace (electrones de valen-
cia) pertenecen a todos los átomos del cristal metálico. Siendo así, podemos imaginar
que existen en ellos orbitales moleculares que se extienden a todas las direcciones del
cristal, los cuales pueden obtenerse por combinación lineal de los orbitales atómicos de
los átomos metálicos. Si los electrones de valencia pertenecen a todos los átomos del
cristal, podemos imaginar que en conjunto constituyen un gas electrónico que impregna
el cristal completo. Los átomos metálicos desprovistos de los electrones enlazantes for-
man una ordenación regular de iones positivos en la red del metal (cúbica centrada en el
cuerpo, cúbica centrada en las caras, etc.) de forma que el enlace es esencialmente una
interacción entre el conjunto de cargas positivas y el gas electrónico. Este enlace es el
resultado del balance entre los componentes de dos energías: una repulsiva y otra atrac-
tiva. La magnitud, así como la importancia relativa de estas componentes difieren de
unos metales a otros, de tal manera que el balance de todas las energías de la red nos
mide la consistencia de la misma.
Se define la energía de enlace de los metales, como la energía que se libera cuan-
do un mol de átomos metálicos, situados a distancia infinita, se acercan para formar un
cristal a la distancia de equilibrio propia de la red cristalina. Es igual y de signo contra-
rio a la energía de sublimación del metal. Es evidente que la energía de enlace tiene que
ver con la naturaleza (la fuerza) del enlace metálico. De una forma general, la energía
de enlace aumenta con el número de electrones de valencia por átomo, es decir aumenta
hacia la derecha dentro de cada período.
La teoría de bandas explica la aparición de compuestos aislantes, conductores y
semiconductores a través del enlace metálico. Cuando dos átomos se unen para formar
una molécula diatómica dan lugar a dos orbitales moleculares que se originan por la
superposición de los orbitales atómicos de los átomos que se combinan. Si se añade un
tercer átomo a la molécula diatómica, se obtienen tres orbitales moleculares y, en gene-
ral cuando se superponen N orbitales atómicos en una estructura sólida, se obtienen N
orbitales moleculares. Cada orbital molecular tiene asociado un valor de energía, pero la
diferencia de energía entre orbitales es muy pequeña, por el gran número de ellos, con
lo que dará lugar a una banda de energía. Estas bandas pueden estar separadas entre sí o
superpuestas. Los electrones llenan progresivamente los niveles de energía. En cada
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
18/22
nivel se pueden acomodar dos electrones, por eso, si hay N electrones libres, los N/2
primeros niveles estarán completos. La banda superior que contiene electrones (electro-
nes de valencia) estará total o parcialmente ocupada, dependiendo de los átomos cons-
tituyentes del sólido.
La conducción se produce en los metales porque posee una banda de valencia par-
cialmente llena (fig.7a) o porque la banda de valencia completamente llena se superpo-
ne a una banda de conducción (fig.7b). En el caso de un aislante, la banda de valencia
está totalmente llena, o sea, todos sus estados energéticos están ocupados por electrones
y no existe superposición entre bandas de valencia y de conducción, más bien están am-
bas bandas separadas por una amplia banda de energía prohibida, (fig.7c) y los electro-
nes no pueden pasar fácilmente a la banda de conducción vacía. Experimentalmente se
ha encontrado que la banda prohibida del diamante (aislante típico) es de unos 7 eV.
 FIG. 7
Los semiconductores tienen una estructura de bandas de energía en la que la ban-
da de valencia está separada de la banda de conducción, vacía, por una banda prohibida
de energía (a semejanza de los aislantes) pero mucho más estrecha que en los aisladores.
Las bandas prohibidas del silicio y del germanio (típicos semiconductores) oscilan entre
1’1 y 0’72 eV. A 300 K, la energía térmica de los electrones de la banda de valencia es
demasiado baja para permitir que los electrones crucen la banda prohibida y pasen a la
banda de conducción con lo que se convertirían en conductores, pero una elevación de
temperatura o una energía adicional por la presencia de un fuerte campo eléctrico per-
mitirá a los electrones de valencia cruzar la angosta franja prohibida y pasar a la banda
de conducción (fig.7d) y convertirse en conductores.
En los metales, el número de electrones disponibles para conducir la corriente a
través de la banda de conducción por aplicación de un campo eléctrico externo, es del
mismo orden de magnitud que el número de átomos del sólido. En los semiconductores,
el número de electrones disponibles para moverse es inferior al número de átomos en
varios órdenes de magnitud, aunque en este caso un aumento de la temperatura, puede
hacer, que los electrones presentes en la banda de conducción aumente considerable-
mente, aumentando la conductividad del material. Por ello, materiales como el silicio y
el germanio manifestarán una conductividad eléctrica limitada a temperaturas altas. Al
mismo tiempo, los niveles no llenos de la banda de valencia aumentará también la con-
ducción del cristal, por el movimiento de electrones hacia los niveles, ahora vacíos, de
la banda de valencia.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
19/22
3. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL TIPO DE ENLACE
3.1. Propiedades de las sustancias iónicas.
Dureza. Como las sustancias iónicas forman enlaces electrostáticos fuertes no di-
reccionales, las redes de iones formadas son sólidos de gran dureza. Al depender la du-
reza de la energía reticular, los compuestos más duros serán los que tengan índice de
coordinación elevado e iones pequeños fuertemente cargados.
Ductilidad y Maleabilidad. Los cristales iónicos, por sus fuerzas no direccionales,
no son dúctiles ni maleables, dado que si desplazamos una capa sobre otra se produce
una deformación de la red, teniendo lugar un enfrentamiento entre iones del mismo sig-
no, enfrentamiento que conduciría a la repulsión de los iones enfrentados y a la rotura
del cristal.
Puntos de fusión. Son bastante elevados (700-1000°C) como consecuencia de la
gran fortaleza del enlace existente entre los iones y la gran estabilidad de la red cristali-
na que se forma.
Solubilidad. Los cristales iónicos suelen ser solubles en disolventes polares, como
agua, amoníaco, etc. Lo que tiene lugar es una solvatación de los iones de la red, es de-
cir, los iones de la red se rodean de los dipolos del disolvente y se ven rodeados por
ellos, de modo que si la energía de solvatación es superior a la energía reticular se pro-
duce la disolución, mientras que si la energía de solvatación es inferior a la reticular
predomina la fuerza que mantiene estable la estructura cristalina y la disolución no tiene
lugar. La solubilidad será mayor cuando más iónico sea el cristal. Los iones, una vez
separados de la red cristalina por disolución, permanecen en el seno del disolvente com-
pletamente rodeados de los dipolos del disolvente, es decir, solvatados.
Conductividad eléctrica. Las sustancias iónicas, en estado cristalino no son con-
ductores de la electricidad porque los iones se mantiene fijos en la red y no tienen mo-
vilidad, salvo el movimiento de vibración según la temperatura. Pero tanto en disolu-
ción (en disolvente polares) como cuando se encuentran fundidos, sí son buenos con-
ductoresde la electricidad al separarse los iones que, de este modo, adquieren una gran
movilidad y pueden ser los encargados del mantenimiento del flujo de cargas.
3.2. Propiedades de las Sustancias Covalentes.
3.2.1. Sustancias moleculares.
Puntos de fusión y ebullición. Al estar unidas estas moléculas por fuerzas intra-
moleculares débiles, harán que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos. Las que no
son gaseosas a temperatura y presión ordinarias, son líquidas o sólidas fácilmente su-
blimables o licuables.
3.2.2. Sustancias no moleculares
Puntos de fusión y ebullición. Los elementos de la parte central del sistema perió-
dico, son los que más tendencia tienen a formar enlaces covalentes. Tienen unos altos
puntos de fusión y ebullición por la formación de moléculas gigantes o macromoléculas
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
20/22
en las que existe un gran número de átomos dispuestos en un retículo cristalino unidos
por una red de enlaces covalentes. Como ejemplos podemos citar, el diamante, los sili-
catos, los aluminatos y demás compuestos mixtos de estos elementos.
Dureza. Al tener fuerzas interatómicas muy fuertes, este tipo de sustancias ten-
drán una dureza muy elevada.
Solubilidad. La mayoría de los compuestos covalentes no moleculares son insolu-
bles en prácticamente todos los disolventes tanto polares (agua, amoniaco) como no
polares (disolventes orgánicos).
3.3. Sustancias covalentes parciales y electronegatividad.
Hemos visto que el carácter iónico aumenta con la diferencia de electronegativi-
dad de los átomos que forman el enlace. De igual manera variarán las propiedades de
los compuestos covalentes a características más iónicas. Cuanto mayor es la diferencia
de electronegatividad, los compuestos serán más solubles en disolventes polares, con-
ducirán mejor la electricidad (ya sea en disolución o fundidos), serán menos dúctiles y
maleables que otros compuestos análogos que tengan parecidas electronegatividades de
los átomos que forman el enlace.
3.4. Propiedades de las sustancias con enlace metálico.
Propiedades Mecánicas. Los metales son dúctiles y maleables debido al hecho de
que los desplazamientos de los átonos en un cristal metálico no destruyen las fuerzas
atractivas de carácter general ya que no son direccionables estas fuerzas entre sus áto-
mos. La resistencia y la dureza son características de los metales de transición (orbitales
d incompletos). Ambas propiedades son consecuencia de la fuerza de los enlaces exis-
tentes entre sus átomos.
Fenómenos de conducción. Todos los metales poseen una alta conductividad
eléctrica, al igual que una alta conductividad calorífica.
Fenómenos de emisión de electrones. Muchos metales, cuando son sometidos a la
acción de radiaciones de corta longitud de onda, o cuando se calientan hasta temperatu-
ras suficientemente altas, emiten electrones. Se trata, respectivamente, de la emisión
fotoeléctrica y de la emisión termoiónica (efecto Edison). Ello es consecuencia de la
presencia de electrones débilmente ligados al núcleo situados en bandas de valencia
muy periféricas solapadas con las bandas de conducción.
Propiedades ópticas. Todos los metales están provistos de un brillo característico,
como consecuencia de una alta reflectividad de su superficie.
3.5. Propiedades de las sustancias con enlace de hidrógeno.
Fusión y ebullición. Las sustancias que presentan enlace de puente de hidrógeno
tienen puntos de fusión y ebullición mayores que las sustancias de polaridad análoga,
que no presentan este enlace, debido a la asociación molecular existente en ellas.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
21/22
Solvatación. Los compuestos que presentan este tipo de enlace tienen una gran
constante dieléctrica que hace que sean unos buenos disolventes de sustancias iónicas,
al poder romper, más fácilmente que otros disolventes, los enlaces de naturaleza elec-
trostática del cristal iónico.
BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-
rial Marín. 1968. BARCELONA.
Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-
ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.
Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial
Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.
Bodie E.DOUGLAS y Darl H.MCDANIEL. Conceptos y Modelos de Química
Inorgánica. Editorial Reverté. BARCELONA.
E.CARTMELL y G.W.A FOWLES. Valencia y Estructura Molecular. Editorial
Reverté. 1970. BARCELONA.
Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción a
los Conceptos Teóricos. Editorial Limusa. 1989. MÉJICO.
John E.SPICE. Enlace químico y Estructura. Editorial Alhambra, S.A. Colección
Exedra. 1967. MADRID.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 41
22/22
Tratamiento Didáctico
----------------------------------------------------------------------------------------------------------
OBJETIVOS
Estudio del Enlace químico a la luz de los modelos atómicos, configuraciones elec-
trónicas y energías de formación.
Establecer el carácter del enlace en función de la electronegatividad de los elementos
que intervienen en él.
Introducir al alumno en las teorías que tratan de explicar el enlace químico.
Demostrar la gran dependencia de las propiedades físicas de las sustancias con el tipo
de enlace que conforman sus moléculas.
UBICACIÓN
Se ubica, a modo de iniciación en 2° de ESO, distinguiendo entre compuestos bina-
rios iónicos y óxidos covalentes. En 3° de ESO, se introducen los conceptos de enlace,
independiente de los compuestos que producen y sin el uso de la teoría de orbitales.
En 4° de ESO, se introducen los enlaces de una forma más científica y rigurosa, co-
mo responsables de las propiedades de los compuestos. La progresividad en el nivel de
exposición del tema, a lo largo de ESO ha de ser continua.
En el Bachillerato, el enlace químico debe constituir una unidad didáctica funda-
mental en los cursos de química, basados en las teorías y modelos de átomo y como
responsables de las propiedades de la materia.
TEMPORALIZACION
Tiempo para la exposición del tema: 2° ESO 4 horas, en 3° ESO 8 y en4° ESO, 12.
METODOLOGIA
La explicación del enlace químico debe ser iniciada con:
La estructura electrónica del átomo y las configuraciones electrónicas.
La energía de formación de las sustancias.
y con esta base, abordar la formación del enlace para explicar la estabilidad molecular.
Se ha de destacar la gama progresiva de enlace iónico a enlace covalente al despla-
zarse la posición del elemento en el sistema periódico.
Debe ilustrarse la explicación del tema con ejercicios de cálculos de energías de fo r-
mación y la aplicación del ciclo Borh-Haber.
CONTENIDOS MINIMOS
Condiciones de enlace iónico y covalente.
Concepto de valencia iónica y covalente.
Energía de enlace. Regla del octeto.
Carácter iónico del enlace covalente.
Enlace covalente coordinado. Enlace metálico.
MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOS
Sistema periódico mural.
Transparencias para retroproyector de los aspectos gráficos del tema: configuracio-
nes electrónicas, modelos de orbitales, etc.
Modelos moleculares para construir moléculas con enlaces sencillos, dobles y triples.
EVALUACION
Ejercicio escrito sobre cuestiones fundamentales del tema y conceptos básicos rela-
cionados con el enlace químico, entre los que destacamos: formación de enlaces según
estructura electrónica, energías de formación por ley de Hess, energías de enlace por el
ciclo Borh-Haber, valencia iónica o covalente a partir de configuraciones electrónicas
(preguntas teóricas breves sobre estos puntos y según niveles).
Prueba escrita de opción múltiple, con preguntas de varias respuestas, relacionadas
con las cuestiones del tema.