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ENLACES QUÍMICOS
OBJETIVOS
 Relacionar la configuración electrónica con el tipo de enlace que los
átomos forman.
 Valorar la utilidad de la estructura de Lewis para explicar y
predecir su comportamiento químico.
 Desarrollar habilidades de investigación, observación y análisis
propios de la metodología científica.
 Explicar el comportamiento de los átomos y moléculas al unirse por
enlaces iónicos, covalentes y de coordinación para formar compuestos
comunes como los producidos en la industria, en la minería y en los
seres vivos.
 Relacionar el enlace químico y la estructura cristalina de algunos
compuestos con algunas propiedades y usos.
 Representar correctamente las estructuras de Lewis de átomos,
iones poliatómicos y moléculas en sustancias comunes.
 Representar tridimensionlmente la forma de diferentes moléculas,
empleando modelos de varillas y pelotitas u otros.
LOS ÁTOMOS SE UNEN
La sal se disuelve en el agua
separando sus iones
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?
…
INTRODUCCIÓN

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
REGLA DEL OCTETO
 Enunciada por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia
de los iones de los elementos del sistema periódico es completar
sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones
de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta
configuración es semejante a la de un gas noble.
 Los gases nobles son son elementos electroqímicamente
estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis.
 La regla del octeto establece que los átomos de los elementos
se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de
valencia ( última capa electrónica)
 Cuando los átomos forman enlaces lo hacen a través de sus
electrones más externos, aquellos que se ubican en el último nivel de
energía (electrones de valencia), ya sea perdiendo o ganando tantos
como pueda alojar en el último nivel .
Z=9
Puede alojar un electrón más
F͞
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 ganar electrones
SEGÚN EL TIPO DE ÁTOMOS QUE SE
UNEN:



Metal – No metal: uno cede y otro gana electrones
(cationes y aniones)
No metal – No metal: ambos ganan electrones,
comparten electrones
Metal – Metal: ambos ceden electrones
SÍMBOLOS DE LEWIS
 Gilbert Newton Lewis estableció que “ un átomo en
combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de
energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo
cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro
átomo”.
ENLACE IÓNICO




El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal
con un no metal.
Se forma cuando los átomos participantes
presentan una diferencia de electronegatividad ( Δ
EN) igual o mayor a 1,7 .
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.
Unión del Sodio y el Cloro
 Configuración electrónica del Na:
y una electronegatividad de 0.9
 Configuración electrónica del Cl:
Y una electronegatividad de 3.0
 Al ganar un electrón, el átomo de Cloro se convierte en un ión
cloruro ( Cl ͞
) logrando así la estructura electrónica estable del
ARGÓN
TAMAÑO DE LOS IONES
 Permite determinar la estructura y la estabilidad de los sólidos
iónicos.
El tamaño de un ión depende su carga nuclear, el número de
electrones que posee y de los orbitales en los que residen los
electrones de la capa exterior.
 El cloruro de sodio, como todas las sustancias iónicas, se mantiene
unido por la atracción entre las cargas positivas y negativas .
 ENLACE IÓNICO
carga opuesta.
Es la atracción entre iones con
Unión del Ca con el Cl
ENLACE IÓNICO ENTRE CL Y NA: FORMACIÓN
DEL IÓN CL- Y NA+
Molécula de NaCl
“Diagramas de Lewis”
PROPIEDADES COMPUESTOS
IÓNICOS

Elevados puntos de fusión y ebullición

Solubles 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)

Son sólidos a temperatura ambiente

Son malos conductores de calor

Forman estructuras tridimensionales
(redes cristalinas) en estado sólido.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por
iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas
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.
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
Ejemplo
Un ejemplo de enlace metálico es Litio.
 En donde su único electrón está enlazado
deslocalizando a los otros átomos, formando una
red cristalina.

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
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente,
excepto el mercurio
Presentan brillo metálico, reflejan la luz.
Son dúctiles, pueden ser estirados como
alambres.
Enlace covalente
En este tipo de enlace, los elementos se unen y
“comparten” sus electrones.
Se da entre los no metales.
En este tipo de enlace no se forman iones.
 Lewis estableció que un átomo podría adquirir la
configuración electrónica de un gas noble compartiendo
electrones con otro átomo, unión denominada ENLACE
COVALENTE.
 En el enlace covalente, los electrones no se transfieren de
un átomo a otro, se comparten.
 En las sustancias en que los átomos tienen enlaces
covalentes se forman moléculas verdaderas. Ej: Hidrógeno,
Cloro, Cloruro de hidrógeno, dióxido de carbono, agua o azúcar.
TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA
 Es la relación del concepto elaborado por Lewis de enlaces de pares de
electrones con la idea de los orbitales.
 Se señala que la acumulación de la densidad electrónica entre dos
núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia de un átomo se
fusiona con uno de otro átomo.
Se indica entonces que los orbitales comparten una región del espacio, o
que se traslapan .
TIPOS DE ENLACES COVALENTES
Enlace covalente
simple

Múltiple: doble y triple.
 Los electrones compartidos
forman un enlace que se
representa con líneas rectas de la
siguiente forma:
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
Ejemplo
Ejemplo
Ejemplo: el gas Cloro.
 Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón
para así adquirir la estabilidad semejante al gas
noble Ar.

Cl
Cl
Cl
Cl
 Otra clasificación de los enlaces covalentes según la diferencia
de electronegatividad indica que podemos encontrar:
1. ENLACE COVALENTE POLAR
2. ENLACE COVALENTE APOLAR
3. ENLACE COORDINADO O DATIVO
ENLACE COVALENTE POLAR
 Corresponde al tipo de enlace covalente que se forma
cuando la diferencia de electronegatividad ( Δ EN) es distinta
de cero, pero inferior 1,7, dando origen a compuestos
covalentes
conocidos
como
moléculas
diatómicas
covalentes , por ejemplo el HCL, y moléculas poliatómicas
que se forman por la unión de tres o más átomos, siendo el
átomo central menos electronegativo y con mayor capacidad
de formar enlaces por ejemplo: SO₃
ENLACE COVALENTE APOLAR
 Este tipo de enlace covalente se forma por la unión de
átomos con la misma electronegatividad, siendo su
diferencia ( Δ EN) igual a cero. Generalmente, da origen a
moléculas homoatómicas, es decir, moléculas que comparten
electrones entre dos átomos idénticos , Hidrógeno ( H₂),
Oxígeno ( O₂), Nitrógeno ( N₂), Fluor ( F₂)
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)
Ejemplo

Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre
O y S, formando el dióxido de azufre, en donde el S
cede su par de electrones al O.
O O
S
O
CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
 Entre ellos están las sustancias moleculares formadas por
moléculas individuales unidas entre sí. Se caracterizan por:
1. Tener puntos de ebullición y fusión bajos.
2. Ser malos conductores de electricidad y calor.
3. Ser solubles en agua cuando son polares e inolubles cuando son
apolares.
4. Ser blandas
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-)
EJERCICIO: ORDENE LOS SIGUIENTES ENLACES COVALENTES DE
ACURDO A SU POLARIDAD. INDIQUE PARA CADA CASO QUE ELEMENTO
POSEE LA CARGA PARCIAL POSITIVA Y CAULA LA CARGA PARCIAL
NEGATIVA. AYÚDATE CON LA TABLA DE ELECTRONEGATIVIDAD.
O
H
b)
N
I
c)
Si
Cl
d)
S
N
a)
e)
Si
O
SUSTANCIAS COVALENTES RETICULARES Y
MOLECULARES
Sustancias covalentes reticulares:
son sustancias formadas por un numero indefinido
de átomos unidos uno con otros por enlaces
covalentes, formando una red cristalina.
Propiedades:



No conducen la corriente eléctrica
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Son duros.
EJEMPLOS DE ENLACE COVALENTE RETICULAR
A
L
O
T
R
O
P
O
S
En el diamante, cada átomo
de carbono se une a otros
cuatro átomos de carbono
mediante enlaces covalentes.
En el grafito, cada átomo de
carbono esta unido a otros tres
átomos de carbono mediante
enlaces covalentes.
SUSTANCIAS

COVALENTES MOLECULARES
Son sustancias unidas por moléculas unidas entre si por
enlaces intermoleculares, es decir, interactúan muy
débilmente entre si, se presentan En los tres estados de la
materia.
Propiedades:
 No conducen la corriente eléctrica ni el
calor.
 En estado solido son blandas y
resistentes, pueden sufrir deformaciones
sin romperse.
 Son solubles en sustancias que tengan
similares fuerzas intermoleculares.
 Ejemplos: H2O
N2
O2
EJERCICIOS: REALICE LA MEJOR ESTRUCTURA DE
LEWIS PARA LAS SIGUIENTES MOLÉCULAS.
NaF ; HCl ; H2O; NH3 ; O2 ; N2 ; SO3
FUERZAS INTERMOLECULARES

La fuerza que permite formar
moléculas se conoce como
interacción o fuerza
intermolecular. Las interacciones
moleculares son más débiles que
los enlaces iónicos, covalentes y
metálicos; pero estas fuerzas son
las responsables de los estados de
la materia, sólido, líquido y
gaseoso.
FUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzas ion dipolo
Fuerzas dipolo- dipolo
Fuerzas de dispersión
Enlaces por puente de
hidrogeno
FUERZAS IÓN DIPOLO
Esta fuerza se produce
cuando un ión y una
molécula polar cercana se
atraen uno a otra.
El ejemplo más común es la
disolución de un compuesto
iónico en agua; es así como
los iones se separan por las
atracciones entre los iones y
los polos opuestos de las
moléculas de agua.
FUERZAS DIPOLO- DIPOLO

Ocurre cuando las moléculas polares están próximas
unas con otras de esta manera el polo positivo de una
molécula atrae al polo negativo de la otra,
generándose un pequeño campo eléctrico el cual
orienta a la molécula.
FUERZAS DE DISPERSIÓN O DE
LONDON

Estas son fuerzas débiles y existen en cualquier
partícula. Y se da principalmente en las
moléculas idénticas ya que en moléculas mas
grandes pueden dominar las fuerzas
intermoleculares antes ya mencionadas.
ENLACES POR PUENTE DE HIDROGENO
Se presenta entre moléculas covalentes polares
que contienen hidrogeno y algún otro elemento
altamente electronegativo, como flúor, oxigeno o
nitrógeno.