El documento trata sobre los diferentes tipos de enlace químico. Define el enlace químico como las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos. Explica los enlaces iónico, covalente y metálico, incluyendo sus definiciones, formaciones y propiedades. También cubre conceptos como electronegatividad, estructuras de Lewis, regla del octeto y resonancia.

1. ENLACE QUÍMICO
1

2. OBJETIVOS
1. Enlace Químico:
 1.1 Definición
 1.2 Clasificación
2. Enlace iónico:
 2.1 Definición
 2.2 Formación del enlace iónico
3. Enlace covalente:
 3.1 Definición
 3.2 Tipos de enlace
 3.3 Estructura de Lewis
 3.4 Regla del octeto
4. Enlace metálico
 4.1 Definición
 3.4 Formación del enlace metálico
Conocimiento previo:
 Tabla Periódica
2

3. ¿QUÉ ES UN ENLACE? 1. Acción de enlazar.
2. Unión, conexión de algo con otra cosa.
3. Quím. Unión de dos átomos en un compuesto
químico.
3

4. ¿QUÉ ES UN ENLACE
QUÍMICO?
 “El enlace químico se refiere a las
fuerzas de atracción que mantienen
unidos a los átomos en los
compuestos.”
Whitten, 10ma edición 2015
4

5. ENLACE
QUÍMICO
5

6. Electronegatividad
• Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.
• Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos
de diferentes elementos.
6

7. DEFINICIÓN DE TÉRMINOS
 ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La cantidad mínima de energía que se necesita para separar al electrón
menos fuertemente unido de un átomo gaseoso aislado para formar un
ion con carga positiva.
 AFINIDAD ELECTRÓNICA
*Cambio de energía que ocurre cuando un átomo neutro, en fase gaseosa,
gana un electrón.
Whitten, 10ma edición 2015
*Petrucci, 10ma edición 2011
7

8. ELECTRONEGATIVIDAD
determina
puede darse entre Átomos diferentes
En los cuales
La diferencia de E.N.
Iónico
Diferente de cero
Covalente polar
y el enlace puede
ser
mayor que 1,7
Diferencia de E.N.
Entre 0 y 1,7
El tipo de enlace
que
Diferencia de E.N.
Átomos iguales
En los cuales
La diferencia de
E.N.
Covalente puro
o no polar
Cero
y el enlace es
H2; Cl2; N2
8

9. TIPOS DE
ENLACE
9

10.  Se produce cuando hay una gran diferencia de
electronegatividad entre los átomos.
 Se establece cuando se combinan un metal y un
no metal.
 Ambos alcanzan la configuración de gas noble
formando iones.
 Hay transferencia de electrones.
 Resulta de las fuerzas de atracción entre aniones
y cationes.
ENLACE IÓNICO 10

11. ENLACE IÓNICO
IONES:
 Anión: átomo o grupo de átomos que tiene más electrones que protones, y está
cargado negativamente.
 Catión: átomo o grupo de átomos que tiene menos electrones que protones, y está
cargado positivamente.
Ion monoatómico: Cl- , Na+
Ion poliatómico: HO - , NH4
+
Las sustancias que contienen enlaces iónicos, se presentan como sólidos cristalinos de
altos puntos de fusión, solubles en agua, cuyas soluciones son conductoras de la
corriente eléctrica, entre otras propiedades.
11

12. FORMACIÓN DEL
ENLACE IÓNICO
NaCl
12

13. NaCl
Na (z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1
Cl (z=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Paso 2. Diagrama de orbitales
3s1
3s2 3p5
pierde 1 e-
gana 1 e-
3s0
3s2 3p6
Semireacción
Reacción Total
Na: Grupo 1, baja energía de ionización.
Cl: Grupo 17, alta afinidad electrónica.
Na Na+ + 1e-
Cl + 1e- Cl-
NaCl (s) Na+ + Cl-
Paso 3. Semireaccíón y Reacción Total
Paso 1. Configuración electrónica
13

14. EN GENERAL
Grupos
Iones formados
M , X
Fórmula general
Metal (M) No Metal (X)
1 17 M+ , X- MX
2 17 M2+ , X- MX2
1 16 M+ , X2- M2X
2 16 M2+ , X2- MX
14

15. TIPOS DE
ENLACE
15

16. FORMACIÓN DEL ENLACE
COVALENTE
ENLACE
COVALENTE
Electrones
involucrados
Polaridad
Etileno
16

17. ENLACE COVALENTE
Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.
El enlace covalente ocurre cuando la diferencia de electronegatividades, entre los elementos
(átomos), es cero o relativamente pequeña.
TIPOS DE ENLACE COVALENTE:
- Según los electrones involucrados
sencillo
multiple: dobles o triples
- Según la polaridad
polar
apolar
17

18. ENLACE
COVALENTE
SEGÚN LOS
ELECTRONES
INVOLUCRADOS
18

19. ENLACE
COVALENTE
SEGÚN LOS
ELECTRONES
INVOLUCRADOS
Enlace sencillo: Dos
átomos están unidos
compartiendo un par
de electrones (CH4)
Enlace doble: Dos
átomos están unidos
compartiendo dos
pares de electrones
(C2H4)
Enlace triple: Dos
átomos están unidos
compartiendo tres
pares de electrones
19

20. ENLACE
COVALENTE
SEGÚN LA
POLARIDAD
20

21. ENLACE COVALENTE SEGÚN LA
POLARIDAD
Enlace covalente polar:
 Entre átomos de distintas
electronegatividades.
 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-).
21

22. ENLACE COVALENTE SEGÚN LA
POLARIDAD
Enlace covalente apolar:
 Entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…).
 Los electrones compartidos pertenecen por igual a los dos átomos.
22

23. REPRESENTACIÓN DE UN ENLACE COVALENTE
23

24. VISIÓN GENERAL DEL MODELO DE
GILBERT NEWTON LEWIS
Representación de un enlace covalente, donde el par de electrones
compartidos se indica como líneas o como pares de puntos entre dos
átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de
puntos en átomos individuales.
Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el
enlace químico.
Los electrones se transfieren o se comparten de manera que
los átomos adquieren una configuración de gas noble: EL
OCTETO.
24

25. SÍMBOLOS DE LEWIS
 Los electrones que participan en
el enlace químico son los
electrones de valencia, de número
cuántico n más alto.
1 2 13 14 15 16 1
7
18
25

26. ENLACE COVALENTE SEGÚN LEWIS
 Formación del H2
 Formación del F2
H + H
. . H:H
Electrones compartidos
(par enlazante)
Par libre
26

27. REGLA DEL OCTETO
 Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los
gases nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las
configuraciones electrónicas de los gases nobles tienen 8 electrones en su capa más
externa a excepción del He que tiene 2 electrones.
 La regla del octeto sola, no nos permite hacer la estructura de Lewis, deberemos
decidir como colocar los electrones en torno a los átomos enlazados, esto es cuantos
electrones de valencia están involucrado en el enlace(electrones compartidos) y cuales
electrones no se involucran en el enlace (electrones no compartido).
27

28. ESQUELETO DE LA
ESTRUCTURA
 Los átomos de H son siempre átomos terminales.
 Los átomos centrales suelen ser los de menor
electronegatividad.
 Los átomos de C son casi siempre átomos centrales.
 Las estructuras suelen ser compactas y simétricas.
28

29. REPRESENTACIÓN
DE LA ESTRUCTURA
DE LEWIS
29

30. REPRESENTACIÓN DE LA
ESTRUCTURA DE LEWIS
 Paso 1. Elegir un “esqueleto” razonable (simétrico) para la molécula o ion
poliatómico.
Para NH3
N
H
H
H
Para SO4
2-
S O
O
O
O
2-
30

31. REPRESENTACIÓN DE LA
ESTRUCTURA DE LEWIS
 Paso 2. Calcular NT, número de electrones totales que participan en la
molécula. Para iones cargados negativamente, añadir al total el número de
electrones igual a la carga del anión; para iones cargados positivamente,
restar el número de electrones igual a la carga del catión.
Para SO4
2-
S (z=16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
x 4 (átomos de O)
x 1 (átomo de S)
O (z=8) 1s2 2s2 2p4 24 e-
6 e-
NT = 30 e- + 2 e- (carga del anión)
NT = 32 e-
= 6 e-
= 6 e-
31
N (z=7) 1s2 2s2 2p3
H (z=1) 1s1
x 1 (átomo de N)
x 3 (átomo de H)
Para NH3
= 5 e-
= 1 e-
5 e-
3 e-
NT = 8 e-

32. REPRESENTACIÓN DE LA
ESTRUCTURA DE LEWIS
 Paso 3. Determinar D, el número de electrones no compartidos de todos
los átomos.
D = NT – 2(nº enlace)
Para NH3
D = 8 – 2(3) = 2 e-
Para SO4
2-
D = 32 – 2(4) = 24 e-
N
H
H
H
S O
O
O
O
2-
32

33. REPRESENTACIÓN DE LA
ESTRUCTURA DE LEWIS
 Paso 4. Ubicar los electrones no compartidos como pares de electrones
sobre los átomos hasta completar el octeto, si es necesario realizar
movimientos para formar dobles o triples enlaces
Para NH3
Para SO4
2-
N
H
H H
¨
¨
S O
O
O
O
¨
¨
¨
¨
¨
:
:
:
:
:
:
2-
NT = 8 e-
D = 2 e-
NT = 32 e-
D = 24 e-
33
2-

34. RESONANCIA
 Una molécula o ion poliatómico para el que pueden dibujarse dos o mas
fórmulas de Lewis con la misma disposición de los átomos para describir
el enlace se dice que se exhiben Resonancia.
34

35. ASIGNACIONES
 Utilizando diagramas de orbitales, escriba la fórmula del compuesto iónico que
se forma entre cada uno de los siguientes pares de elementos:
a) Na(s) y F2(g) b) Ca(s) y F2(g) c) Na(s) y O2(g) d) Mg(s) y O2(g)
 Escribir la fórmula de Lewis para los siguientes:
a) H2SO4 b) OH- c) NH4
+
35

36. ENLACE METÁLICO
Próxima clase
36

37. BIBLIOGRAFÍA
37
Petrucci R, Herring F., Madura J. & Bissonnette C., (2011). General
Chemistry: Principles and Modern Applications. Pearson Canada Inc., 10ma
edition, Toronto, Canada.. 1303 pp.
Whitten K., Davis R., Peck M. y Stanley G., (2015). Química General. McGraw-
Hill, 10ma edición, Madrid, España. 1084 pp.

38. 38

39. 39

40. 40

41. AFINIDAD ELECTRÓNICA (PETRUCCI) 41

42. Energía de ionización (Petrucci) 42

43. METALOIDES 43

44. TABLA PERIODICA IUPAC 44
2016

45. ESTRUTURAS DE LEWIS DEL ION
SULFATO
45

46. PROPIEDADES COMPUESTOS
IÓNICOS
 Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
 Tienen alta temperatura de fusión y ebullición. Ejemplos: NaCl (T fusión = 801°C), KBr (T fusión = 735°C)
 Son duros (rayado difícil). No es fácil separar las partículas (iones) enlazadas
 Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad) Frágiles, pues al golpear ligeramente el cristal produciendo el
desplazamiento de tan sólo un átomo, todas las fuerzas que eran atractivas se convierten en repulsivas al enfrentarse dos capas
de iones del mismo signo, produciendo una línea de fractura.
 Solubles en agua. La solubilidad de muchos compuestos iónicos en agua es debida a la atracción de los iones por las moléculas
polares del agua, que consiguen separarlos del cristal. Posteriormente, las moléculas de agua rodean a los iones con la
orientación adecuada. La hidratación de iones es un proceso favorecido desde el punto de vista energético, y en él se desprende
energía.
 En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, porque al estar los iones fijos dentro de la estructura
cristalina no conducen la electricidad.
 Poseen conductividad eléctrica en estado disuelto o fundido ya en dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos
hacia los electrodos de signo contrario.
46

47. ¿QUÉ ES UN ENLACE?
Source:
PAC, 1999, 71, 1919. (Glossary of terms used in theoretical organic chemistry)
on page 1930 [Terms] [Paper]
47

48. 48

49. ¿POR QUÉ SE UNEN
LOS ÁTOMOS?
 Los átomos, son moléculas e
iones y se unen entre sí para
tener la mínima energía, lo
que equivale a decir de
máxima estabilidad
 Se unen utilizando los
electrones más externos (de
valencia)
49

50. FORMACIÓN DEL
ENLACE IÓNICO
 Estructura cristalina del NaCl expandida
para mayor claridad.
 Cada Cl- se encuentra rodeado por 6
iones sodio y cada ion sodio está
rodeado por 6 iones cloruros.
 El cristal incluye millones de iones en el
patrón que se muestra.
NaCl
50

51. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
 PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN ELEVADOS: Debido a que, para fundirlos,
es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones de
atracción electrostática entre iones de distinto signo.
 Son sólidos a temperatura ambiente.
 Son solubles en disolventes polares (como el agua).
 En estado sólido son malos conductores de calor y electricidad, pero sí lo son
cuando están fundidos o disueltos en agua.
 Son frágiles.
51