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EL ENLACE QUÍMICO
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
Clasificación de los elementos de
acuerdo con la regla del octeto
 Metales:
baja electronegatividad, baja
energía de ionización. Tienden a soltar
electrones.
 No
metales: alta electronegatividad.
Tienden a coger electrones
Según el tipo de átomos que se
unen:
– No metal: uno cede y otro coge
electrones (cationes y aniones)
 Metal
metal – No metal: ambos cogen
electrones, comparten electrones
 No
 Metal
– Metal: ambos ceden electrones
Algunos ejemplos…
“Molécula” de NaCl
“Diagramas de Lewis”
“Molécula” de MgF2
Moléculas de H2 y O2
Moléculas de N2 y CO2
Tipos de enlace
Iónico
Metálico
Covalente
Enlace iónico
 El
compuesto iónico se forma al
reaccionar un 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+
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.
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
Enlace covalente
Los compuestos covalentes se
originan por la compartición de
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
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 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:
˙˙
Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo
de hidrógeno está unido a átomos muy
electronegativos (F, O, N), queda prácticamente
convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese
átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente
(corta distancia) a la zona de carga negativa de
otras moléculas
HF
H2O
NH3
Enlace de hidrógeno en la molécula de
agua
Enlace de hidrógeno
Este tipo de enlace es el responsable de
la existencia del agua en estado líquido y
sólido.
Estructura del hielo y del agua líquida
Non-covalent Bonds
Enlaces de hidrógeno en el ADN
Much weaker than covalent bonds
Esqueleto
desoxiribosa
fosfato
Enlaces de
- these bonds break and reform at
Room Temperature (RT)
Bases
nitrogenada
s
A: adenina
‘Transient Bonds’
G: guanina
Apilamiento de las
bases.
hidrógeno
C: citosina
T: timina
Interior
hidrófobo
Repul
electrostá
Exteri
hidróf
o
- however, cumulatively they are very
effective e.g.  helix for proteins and
double helix for DNA
Enlaces de
hidrógeno