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Enlace
químico
“La unión hace La fuerza, La fuerza
hace que se ganen batallas y el que
gana Las bataLLas es eL Líder” anónimo
T. Pilar Casafont.
Enlace químico
 Unión entre dos o más átomos,
incluyendo iones para formar compuestos,
en la que se requieren más de 80 kJ/mol
para romperla.
 Los átomos que participan buscan
adquirir mayor estabilidad, perdiendo,
ganando o compartiendo electrones y
adquirir en tanto se pueda configuración
externa de un gas noble (8e-).
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Una buena teoría del enlace debe poder
explicar ciertos aspectos importantes:
¿Por qué se unen los átomos?. Estabilidad
¿Por qué la fórmulas de los compuestos son
definidas? Ley de la Composición constante.
¿Por qué las moléculas de las diferentes
sustancias tienen diferentes geometrías? TRPECV
¿Por qué se libera energía al exterior cuando
se enlazan los átomos? Energía del sistema enlazado es menor que
energía total de los átomos sin enlazar.
5. ¿Qué propiedades de los compuestos se
pueden predecir de acuerdo al tipo de enlace
que presenten? Propiedades físicas.
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Regla del octeto
Los átomos pierden, ganan o comparten
electrones al efectuar un enlace, para adquirir
configuración electrónica de gas noble (ns2-np6)
y así adquirir estabilidad energética.
Excepciones:
H2 e- (regla del 2 o dueto.)
Octeto
Be4 eincompleto
B6 e_____________________________________________________________
Octeto
expandido
P10 eS12 e3
Enlace iónico
Se da por transferencia de electrones.
• Entre un metal de baja energía de
ionización y un no metal de alta
electronegatividad y afinidad electrónica.
• Se forman catión (+) y anión (-) y la
atracción electrostática que los une es
muy intensa.
• Por lo general se da entre grupos de
elementos del IA, IIA con VI A, VII A.
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• Además de formarse por la unión de un
metal más un radical simple (no metal)
también se forman por la unión de un
metal con un oxianión.
Son compuestos iónicos los que
presentan enlace iónico. Ejemplos: sales
binarias (KBr), sales ternarias (NaNO3),
hidruros (CaH2), hidróxidos (LiOH),
óxidos metálicos (MgO),
sales de amonio (NH4Cl).
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Cloruro de sodio (sal)
2 Na + Cl2  2 NaCl
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Propiedades de compuestos iónico
(aprender)
• Todos son sólidos a temperatura
ambiente.
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
• Buena conductividad eléctrica en
disolución acuosa o en estado fundido.
• Son frágiles (sus cristales se rompen
fácilmente al golpearlos) y cristalinos
(empaquetamiento tridimensional
ordenado).
• Forman redes cristalinas (no moléculas).
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Enlace covalente
Se da porque se comparten electrones.
• Ocurre un traslape de diferentes orbitales de
cada átomo involucrado (hibridación).
• Se asocia con unión de no metales. Enlace
dirigido. TIPOS:
• Covalente polar (átomos diferentes) →
desigualdad en densidad electrónica, se forma
dipolo eléctrico. Ej. HCl, H₂O, NH₃
 Covalente no polar (átomos iguales) → igualdad
en densidad electrónica alrededor de los dos
núcleos. Ej. H₂, Cl₂, F₂
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Cloruro de hidrógeno (HCl)
Polar
Cloro molecular (Cl2)
No Polar
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 Covalente coordinado o dativo → solo uno de
los átomos aporta el par de electrones para el
enlace. Ej NH4¹+
• Covalente simple → se comparte un par de e-.
Enlaces sigma σ.
• Covalente doble → se comparten dos pares de e-.
• Enlaces sigma σ y pi π.
• Covalente triple → se comparten tres pares de e-.
• Un enlace sigma σ y 2 pi π.
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C. Simple.
H2
C. Doble
Nota: eliminar 1 par
de electrones no
enlazantes en O2
C. Triple
N2
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Son compuestos moleculares los que
presentan enlace covalente.
Ejemplos:
óxidos no metálicos (CO2),
compuestos entre no metales (PCl3),
compuestos con nombre especial (CH4),
algunos compuestos del hidrógeno como
los ácidos (H2SO4) e hidruros no metálicos
(HCl gaseoso).
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Regla para determinar tipo de enlace
por diferencia de electronegatividades
Enlace covalente no polar
0 ≤ E ≤ 0,3
Enlace covalente polar
0,3 < E ≤ 1,7
Enlace iónico
E > 1,7
Nota: esta delimitación no es lo más apropiado, ya que el
carácter iónico o covalente lo determinan las
propiedades físicas y químicas que no solo dependen de
estos valores. Sin embargo es bueno saberlo como
segundo criterio.
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Propiedades de compuestos
moleculares
(aprender)
• Se presentan como gases, líquidos o
sólidos a temperatura ambiente.
• Tienen bajos punto de fusión y ebullición.
• No conducen la electricidad, excepto los
ácidos en disolución acuosa.
• A menudo son blandos.
• Forman moléculas y tienen enlaces
dirigidos (sigma o pi).
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Relación entre fuerzas interatómicas e
intermoleculares
• En compuestos moleculares las propiedades
físicas (punto de fusión, punto de ebullición,
sublimación, etc.) dependen de fuerzas
intermoleculares y no del enlace entre átomos
que forman las moléculas. Ej. Bajos puntos de
fusión y ebullición. En compuestos iónicos y
metálicos sí se deben romper enlaces (fuerzas
interiónicas) para lograr un cambio de estado,
por lo que se asocia a mayores requerimientos
energéticos. Ej. Altos puntos de fusión y
ebullición.
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Enlace metálico
• Se da por la fuerza que mantiene unidos a
átomos de un mismo metal(forma iones).
• La naturaleza de este enlace es importante ya
que ¾ partes de los elementos existentes son
metales.
• Estos átomos tienen abundancia de orbitales de
valencia y deficiencia de electrones de enlace;
en consecuencia los electrones pueden
moverse libremente en orbitales vacíos de
átomos vecinos.
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• El modelo que lo representa consiste en
un “mar de electrones deslocalizados”.
• El enlace metálico se forma porque los
electrones pueden moverse libremente de
manera que se encuentran siempre entre
dos o más núcleos positivos, lo que
mantiene la estructura unida, al formarse
una red cristalina.(atraccción-repulsión)
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Propiedades de metales
(aprender)
• Conducen bien la electricidad porque los
electrones de valencia pueden moverse
libremente a través del sólido.
• Conducen bien el calor en vista de que los
electrones al moverse libremente pueden
adquirir una gran energía cinética y
propagarla rápidamente por el cristal.
• La mayoría son sólidos (excepto el
mercurio) y algunos más blandos y
deformables.
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• Son dúctiles (forman hilos) y maleables
(forman láminas).
• Forman redes atómicas cristalinas.
• Tienen brillo.
• Cuando se calientan dos o más metales
por encima de sus puntos de fusión y
luego se dejan enfriar forman un sólido
llamado “aleación” .Ej acero, bronce,
latón, oro de joyería.
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