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EL ENLACE QUÍMICO
Atomico  Macro
Atomico  Macro
Atomico  Macro
Atomico  Macro
Atomico  Macro
Atomico  Macro
Planteamiento del problema
1. La mina de un lápiz se compone de grafito y
arcilla. El grafito es una sustancia simple formada
por átomos de carbono. Existe otra sustancia
simple formada también por átomos de carbono
llamada diamante.
¿Cuál es la causa de que ambas sustancias
tengan propiedades tan distintas y sin embargo
estén formadas por el mismo tipo de átomo?
…
Planteamiento del problema
2. ¿Por qué los átomos se unen en unas
proporciones determinadas y no en otras?
¿Por qué NaCl y no Na2Cl?
3. ¿Qué es lo que determina las propiedades de
una sustancia: solubilidad, conductividad
eléctrica, estado de agregación a temperatura
ambiente…?
¿Por qué se unen los átomos?

Los átomos, moléculas e iones, se unen entre sí
porque al hacerlo se llega a una situación de mínima
energía, lo que equivale a decir, de máxima
estabilidad.

Son los electrones más externos, los también
llamados electrones de valencia, los responsables
de esta unión.
Las propiedades características de las
sustancias están relacionadas con la forma
en que están unidas sus partículas y las
fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de
ENLACE que existe entre sus partículas.
Una primera aproximación para
interpretar el enlace

A principios del siglo XX, el científico Lewis,
observando la poca reactividad de los gases
nobles (estructura de 8 electrones en su último
nivel),sugirió que los átomos al enlazarse
“tienden” a adquirir una distribución de
electrones de valencia igual a la
del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO
Teoría de Lewis:

Los electrones de la capa de valencia juegan un papel
fundamental en el enlace químico.
 En algunos casos se transfieren electrones de un átomo
a otro : → enlace iónico.
 En otros casos se comparten pares de electrones entre
los átomos → enlace covalente.
 Los electrones se transfieren o comparten de manera
que los átomos adquieren una configuración electrónica
de gas noble
→
Regla del octeto.
Clasificación de los elementos de
acuerdo con la regla del octeto
 Metales:
baja electronegatividad, baja
energía de ionización. Tienden a ceder
electrones.
 No
metales: alta electronegatividad.
Tienden a tomar electrones
Según el tipo de átomos que se
unen:
– No metal: uno cede y otro toma
electrones (cationes y aniones)
 Metal
metal – No metal: ambos toman
electrones, comparten electrones
 No
 Metal
– Metal: ambos ceden electrones
Los símbolos de Lewis son una representación de los
átomos de acuerdo con la teoría de Lewis.
Consisten en símbolos químicos que representan el núcleo
y los electrones internos, junto con puntos alrededor del
símbolo que representan los electrones e valencia.
Colocamos puntos en los lados del símbolo hasta un
máximo de 4 y después emparejamos puntos hasta
alcanzar un
Octeto.
ESTRUCTURAS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO
Los e- más externos de los átomos se conocen como e- de valencia, ya que
son los responsables de enlazarse químicamente con los átomos vecinos
Este modelo sencillo consta de
representar a los e- de valencia en
forma de puntos.
1ra. Columna
valencia 1
H, Na yK
2da. Columna
valencia 2
Be, Mg
3ra. Columna
valencia 3
B
4ta. Columna
valencia 4
Si
La valencia principal de los elementos decae a partir de la cuarta columna
5ta. Columna
valencia 5 ó -3
P, As
6ta. Columna
Valencia +6, -2
S, Se
7ma. Columna
Valencia +7, -1
F, Br, I
8va. Columna
Valencia 0
Ne, Ar
Algunos ejemplos…
“Molécula” de NaCl
“Molécula” de MgF2
“Diagramas de Lewis”
Moléculas de H2 - O2 - CO2
Tipos de enlace
Iónico
Metálico
Covalente
Enlace iónico
 El
compuesto iónico :
metal con un no metal.
 Los
átomos del metal pierden electrones
(se forma un catión) y los acepta el no
metal (se forma un anión).
 Los
iones de distinta carga se atraen
eléctricamente, se ordenan y forman una
red iónica. Los compuestos iónicos no
están formados por moléculas.
Enlace iónico entre Cl y Na: formación del
ión Cl- y Na+
Reactividad y configuración electrónica
REGLA DEL OCTETO
Los iones son átomos que han perdido o ganado electrones en su corteza electrónica.
ION POSITIVO O CATIÓN
ION NEGATIVO O ANIÓN
Ion Li +
Átomo de litio
2 electrónes
1 electrón
Si un átomo neutro pierde electrones
se transforma en un catión.
Li:1s2 2s1_____ Li+:1s2
Átomo de oxígeno
Ion O 2 -
Si un átomo neutro gana electrones se
transforma en un anión.
O:1s2 2s2 2p4
_____
O2-:1s2 2s2 2p6
UNIONES ATÓMICAS:
MOLÉCULAS Y CRISTALES
Enlace iónico
El enlace iónico se debe a la atracción eléctrica entre iones positivos e
iones negativos. Los metales forman compuestos iónicos con los no metales.
Na  Na+ + eNa:1s22s22p63s1 _____ Na+:1s22s22p6
Cl + e-

Cl-
Cl:1s22s22p63s2 3p5_____ Cl-: 1s22s22p63s2
3p6
En un compuesto iónico, se produce
una atracción entre los iones y estos
se acoplan formando una red iónica.
Cristal iónico - Enlace iónico – Metal y no metal
Enlace iónico
Ejemplo: Mediante el empleo de símbolos de Lewis,
represente la reacción entre un átomo de litio y un átomo
de fluor para formar LiF

Li 


F
 



 Li     F 
  




Fórmula empírica:
LiF
Enlace iónico
Si el catión y el anión no tienen la misma
carga, las cargas se balancean para que el
compuesto sea eléctricamente neutro
.
  
2 Li  O  2Li    O 

  





  
3 Mg  2 N  3Mg  2   N 


  


 
2


3
2
Li2O

Hay una transferencia de electrones
UNIONES ATÓMICAS:
MOLÉCULAS Y CRISTALES
PROPIEDADES
Son sólidos a temperatura ambiente,
con altos puntos de fusión y ebullición.
Son duros, difíciles de rayar.
Se fracturan al golpearlos formando
cristales de menor tamaño.
Enlace iónico
INTERPRETACIÓN
Existe fuerte atracción entre los iones
de distinto signo y se necesita mucha
energía para romper la red cristalina.
Al golpear el cristal se desplazan los iones
y quedan enfrentados los de igual carga,
repeliéndose.
En general, se disuelven en agua.
Las moléculas de agua pueden atraer y
separar los iones deshaciendo la red
iónica.
No conducen la corriente eléctrica en
estado sólido, pero son conductores en
estado líquido y en solución.
Los iones al pasar al estado líquido
adquieren movilidad, lo que posibilita el
paso de la corriente eléctrica.
Redes iónicas
NaCl
CsCl
Propiedades compuestos iónicos
 Elevados
 Solubles
puntos de fusión y ebullición
en agua
 No
conducen la electricidad en estado
sólido, pero sí en estado disuelto o
fundido (Reacción química: electrolisis)
 Al
intentar deformarlos se rompe el cristal
(fragilidad)
Enlace metálico

Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un
mismo elemento metálico (baja electronegatividad).

Los átomos del elemento metálico pierden algunos
electrones, formándose un catión o “resto metálico”.

Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones:
conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no
pertenecen a ningún átomo en particular.

Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el
mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una
red metálica: las sustancias metálicas tampoco están
formadas por moléculas.
Fe
El modelo del mar de electrones representa al
metal como un conjunto de cationes ocupando
las posiciones fijas de la red, y los electrones
libres moviéndose con facilidad, sin estar
confinados a ningún catión específico
ENLACE METALICO

El enlace metálico es el que mantiene unido a los
átomos de los metales entre sí. Estos átomos se
agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que
produce estructuras muy compactas o redes
tridimensionales muy compactas.
Propiedades sustancias metálicas
 Elevados
puntos de fusión y ebullición
 Insolubles
en agua
 Conducen
la electricidad incluso en
estado sólido (sólo se calientan: cambio
físico). La conductividad es mayor a bajas
temperaturas.
 Pueden
deformarse sin romperse
UNIONES ATÓMICAS:
MOLÉCULAS Y CRISTALES
PROPIEDADES
Enlace metálico
INTERPRETACIÓN
Son sólidos a temperatura ambiente.
Se necesita bastante energía para romper
la red cristalina metálica
Conducen la corriente eléctrica tanto en
estado sólido como líquido
Los electrones de los orbitales exteriores
se desplazan en el interior del metal
Son deformables (dúctiles y maleables).
Al deformarlos no hay repulsión entre
cargas y no se fracturan
Maleabilidad
Ductilidad
Enlace covalente
Los compuestos covalentes se
originan al compartir electrones
entre átomos no metálicos.
Electrones muy localizados.
Diferentes tipos de enlace
covalente
 Enlace


covalente normal:
Simple
Múltiple: doble o triple
 Polaridad


del enlace:
Apolar
Polar
 Enlace
covalente dativo o coordinado
Enlace covalente normal

Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple

Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble

Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple
Enlace covalente
El modelo utilizado para describir estas uniones es la notación de Lewis.
Molécula de
hidrógeno
Molécula de flúor
Molécula de cloro
Molécula de agua
Dos átomos unidos por enlace covalente pueden compartir varios pares de electrones.
UNIONES ATÓMICAS:
MOLÉCULAS Y CRISTALES
Enlace covalente
El enlace covalente se produce cuando dos átomos comparten pares de electrones para
completar 8 electrones en sus orbitales externos. Forman moléculas de compuestos y de
elementos.
Moléculas de elementos - Enlace covalente puro – No metales iguales
UNIONES ATÓMICAS:
MOLÉCULAS Y CRISTALES
Enlace covalente
El enlace covalente se produce cuando dos átomos comparten pares de electrones para
completar 8 electrones en sus orbitales externos. Forman moléculas de compuestos y de
elementos.
Moléculas de compuestos - Enlace covalente polar – No metales distintos
Polaridad del enlace covalente

Enlace covalente apolar: entre átomos de
idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los
electrones compartidos pertenencen por igual a
los dos átomos.

Enlace covalente polar: entre átomos de distinta
electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones
compartidos están más desplazados hacia el
átomo más electronegativo. Aparecen zonas de
mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas
de mayor densidad de carga negativa (δ-)
Enlace covalente polar

Enlace covalente en el que los electrones pasan más tiempo
en la vecindad de un átomo que del otro, es decir, con mayor
densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos.
electron pobre
region
H
electron rico
region
F
e- pobre
H
d+
e- rico
F
d-
UNIONES ATÓMICAS: MOLÉCULAS Y CRISTALES
UNIONES ATÓMICAS: MOLÉCULAS Y CRISTALES
Enlace covalente dativo o coordinado
 Cuando
el par de electrones compartidos
pertenece sólo a uno de los átomos se
presenta un enlace covalente
coordinado o dativo.
El átomo que aporta el par de electrones
se llama donador (siempre el menos
electronegativo) y el que los recibe
receptor o aceptor (siempre el más
electronegativo)
Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
:S ═ O:
˙˙ ˙˙
Molécula de SO: enlace covalente doble
Molécula de SO2: enlace covalente
doble y un enlace covalente
coordinado o dativo
˙ ˙ ← S ═ O:
:O
˙˙ ˙˙ ˙˙
Molécula de SO3: enlace covalente doble
y dos enlaces covalentes coordinado o
dativo
˙ ˙ ← S ═ O:
:O
↓ ˙˙
˙˙
:O:
˙˙
Redes covalentes
Diamante: tetraedros
de átomos de carbono
Grafito: láminas de
átomos de carbono
La unión entre átomos que comparten
electrones es muy difícil de romper. Los
electrones compartidos están muy localizados.
UNIONES ATÓMICAS:
MOLÉCULAS Y CRISTALES
Los átomos se unen unos con otros de forma que la energía final del conjunto sea menor que
la que tenían antes de unirse. Esta unión recibe el nombre de enlace químico.
AGRUPACIONES DE ÁTOMOS
MOLÉCULAS
Formadas por un número fijo de átomos.
CRISTALES
Formados por un número variable de átomos.
Moléculas de elementos
Cristal
metálico
Sodio Metal (Na)
Hidrógeno H2
Ozono O3
Moléculas de compuestos
Cristal iónico
Cloruro de potasio (KCl)
Óxido nítrico NO
Trióxido de azufre SO3
UNIONES ATÓMICAS:
MOLÉCULAS Y CRISTALES
Enlace covalente
SUSTANCIAS MOLECULARES
Tienen bajos puntos de fusión y
ebullición, por lo que son gases o
líquidos a temperatura ambiente.
No se disuelven (o se disuelven
muy poco) en agua
No conducen la corriente eléctrica
(algunas lo hacen débilmente).
La fuerza del enlace entre átomos es
grande, pero la fuerza que mantiene
unidas las moléculas es débil.
En su estructura no hay iones
capaces de ser atraídos por las
moléculas de agua
No existen cargas eléctricas en su
estructura (algunas veces se forman
cargas al reaccionar con el agua).
Moléculas covalentes

Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2,
O2, F2…)

Si el enlace es polar:


Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos
permanentes)
Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)
Propiedades compuestos
covalentes (moleculares)
 No
conducen la electricidad
 Solubles:
moléculas covalentes apolares –
solventes apolares
 Insolubles:
 Bajos
moléculas covalentes polares
– solventes polares
puntos de fusión y ebullición…
 ¿Fuerzas
intermoleculares?
Comparación entre enlaces
Análisis del tipo de enlace más
probable
.
Según el tipo de átomos que forman las sustancia
•Enlace iónico: si se produce entre elementos que
tienen muy diferente electronegatividad, entre metales
(baja electronegatividad) y no metales (alta
electronegatividad):
•Enlace covalente Si se produce entre elementos que
tienen alta electronegatividad pero muy parecida (no
metal con no metal).
•Enlace metálico: Si se produce entre elementos que
tienen baja electronegatividad y muy parecida (metal con
metal).
Predicción de tipo de enlace
químico
Diferencia de
electronegatividad
Tipo de unión
química
0 a 0,4
Covalente no polar
0,4 a 1,7
Covalente polar
Más de 1,7
Iónica
Considerar como una guía, no es estricto