La química es la ciencia que estudia tanto la composición, la estructura y las propiedades de la materia como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Linus Pauling la define como la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias en referencia con el tiempo. La química moderna se desarrolló a partir de la alquimia, una práctica protocientífica de carácter filosófico, que combinaba elementos de la química, la metalurgia, la física, la medicina, la biología, entre otras ciencias y artes. Esta fase termina al ocurrir la llamada Revolución de la química, basada en la ley de conservación de la materia y la teoría de la combustión por oxígeno postuladas por el científico francés Antoine Lavoisier.

1. 1
El Enlace Químico
Tema 3

2. 2
¿Cómo existen los elementos en la naturaleza?
 Gases Nobles: Monoatómicos (He, Ar, Xe)
 No metales: Diatómicos (N2, O2, Cl2)
Poliatómicos (H2O, CO2)
 Metales: Monoatómicos en redes cristalinas (Au, Ag, Cu)
Poliatómicos formando sales (Minerales)

3. 3
¿Por qué se unen los Elementos?
 Los átomos, iones y moléculas se
unen entre sí para tener la mínima
energía, lo que equivale a decir la
máxima estabilidad.
 Buscan cumplir la Regla del
Octeto.
 Se unen utilizando los electrones
de valencia
(los del último nivel de energía).
Diagrama de energía frente a
distancia interatómica

4. 4
Tipos de enlaces
 Iónico
 Covalente
 Metálico

5. 5
Enlace iónico
 Formados por Elementos con GRAN diferencia de electronegatividad
 Cada átomo es capaz de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la
configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto).
NaCl Na+ -Cl
 El Sodio (Z=11), con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s1, al ceder un
electrón quedará cargado positivamente (Na+) y con la configuración
electrónica del Neón: 1s2 2s2 2p6
 El Cloro (Z=17), con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 al aceptar un
electrón quedará cargado negativamente (Cl-) y con la configuración electrónica
del Argón: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
 De esta forma los átomos adquieren una carga positiva o negativa. Es decir , el
enlace iónico se produce por la atracción electrostática entre un CATIÓN y un
ANIÓN.

6. 6
Símbolos de puntos de Lewis
 Es una forma de representar los electrones de valencia de un átomo.
 Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del
átomo.
 El número de electrones disponibles para el enlace se representa por
puntos aislados
Cl
.
...
.
..Na. Na+ Cl-

7. 7
Estructura cristalina
 Los iones en los compuestos iónicos se
ordenan regularmente en el espacio de la
manera más compacta posible formando
redes cristalinas.
 Cada ión se rodea de iones de signo contrario
dando lugar a celdas o unidades que se
repiten en las tres direcciones del espacio.
Na+
Cl-
Cl-
Na+

8. 8
Principales tipos de estructura cristalina
 NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos
iones)
 CsCl (cúbica para ambos iones)
 CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y
tetraédrica para el F– )
F Ca2+Ca2+

9. 9
Enlace covalente
 Formado por Elementos con diferencia de electronegatividad igual a
cero o relativamente pequeña (menor a 2)
 Se da principalmente con elementos No Metales
 Cada átomo tiende a compartir electrones para conseguir 8 e– en su
última capa y adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla
del Octeto).
 El enlace es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por
dos o más átomos.
Cl...
..
..
Cl... ..
..
+ Cl...
..
..
Cl... ..
..
O..
..
..
H.H. O..
..
HH- - H2O

10. 10
Enlace metálico
 Formados por Elementos con POCA diferencia
de electronegatividad.
 Lo forman los elementos metálicos.
Modelo del mar de electrones:
 Los átomos metálicos comparten los electrones
de su última capa (electrones de valencia) y se
convierten en iones positivos que se ordenan en el
espacio formando la red metálica.
Estos electrones desprendidos forman un mar de
electrones deslocalizados que puede desplazarse a
través de toda la red.
De este modo todo el conjunto de los iones
positivos del metal queda unido mediante el mar de
electrones con carga negativa que los envuelve y
que no pertenecen a ningún átomo determinado.

11. 11
Propiedades de los enlaces.
Diferencia de Electronegatividad Unidades que lo
forman
Iónico GRANDE
Electrones Transferidos
Iones:
- Cationes
- Aniones
Covalente APRECIABLE o cero
Electrones Compartidos
- Átomos
- Moléculas
Metálico BAJA
Electrones Deslocalizados
- Cationes Metálicos
con electrones
deslocalizados

12. 12
Propiedades de los enlaces.
Estado de
Agregación
Punto de Fusión
Iónico
Sólido ALTOS
Forman redes cristalinas muy estables
Covalente
Gas: O2 ; CO2
Líquido: H2O
Sólido: C (diamante)
VARIABLE
Desde bajas temperaturas (azúcar)
hasta muy altas (carbono diamante o
grafito)
Metálico Sólidos
Excepto Hg
ALTOS
Forman redes metálicas critalinas muy
estables

13. 13
Diamante Grafito

14. 14
Propiedades de los compuestos con los diversos enlaces.
Conducción Eléctrica Mecánica
Iónico - En estado sólido NO conducen
- Disueltos o fundidos SI
Ver ejemplo en siguiente filmina
- Duros
- Frágiles
- Quebradizos
Covalente - Poco Conductores
(Excepto el Grafito)
- Variable
Metálico - Muy buen conductores - Maleables
- Dúctiles

15. 15
Propiedades de los enlaces:
Conducción Eléctrica en Enlaces Iónicos:

16. 16
Propiedades de los enlaces.
SOLUBILIDAD
 Fenómeno Físico
 Una sustancia al solubilizarse permanece como tal pero ubicada de
otra manera.
 Microscópicamente los átomos o moléculas se mezclan con las
moléculas del solvente pero no se transforman.
 Los compuestos se disuelven en solventes de polaridad semejante
Solubilidad de un
cristal iónico

17. 17
Propiedades de los compuestos con los diversos enlaces.
Solubilidad
Iónico En solventes polares
Generalmente en agua
Covalente Dependiente de la estructura molecular.
-- Molécula polar en solvente polar
-- Molécula no polar en solvente no polar
Metálico No se solubilizan

18. 18
Tipos de enlace covalente
 Enlace covalente “apolar”: es el formado por dos átomos iguales
que comparten electrones:
 Sencillo: H-H, Cl-Cl
 Doble: O=O
 Triple: NΞN
 Enlace covalente polar: cuando los dos átomos tienen diferentes
electronegatividades y se forma un dipolo con una zona positiva y
otra negativa:
 H-Cl, H-O-H
 Enlace covalente coordinado: en el que el par de electrones
compartido lo aporta sólo uno de los átomos que lo forman. En este
caso la molécula tiene carga eléctrica:
 NH4
+, H3O+,

19. 19
GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de
pares electrónicos
 Las moléculas diatómicas como H2 o Cl2 deben ser lineales, ya que
dos puntos siempre forman una recta.
 Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de
repulsión de los pares electrónicos, que dice que: “La geometría
viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central”.
 Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.
 Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las
distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden
medirse experimentalmente por técnicas de difracción de rayos X.

20. 20
GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de
repulsión de pares electrónicos
 Para conocer la geometría que tienen las moléculas con
enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes
clases:
 El átomo central sólo tiene pares de e– enlazantes, ej BeCl2,
BCl3, CH4, etc
 El átomo central tiene pares de e– libres (sin compartir), ej:
NH3, H2O, etc

21. 21
El átomo central sólo tiene pares de e– enlazante.
CH4
Tetraédrica
 BeF2: El Be tiene 2 pares de e–  Angulo del enlace = 180º.
 BCl3: El B tiene 3 pares de e–  Angulo del enlace = 120º.
 CH4: El C tiene 4 pares de e–  Angulo del enlace = 109,4º.
BCl3
Triangular
BeF2
Lineal

22. 22
El átomo central tiene pares de e– libres.
 La repulsión de éstos pares de e– libres es mayor que
entre pares de e– enlazantes.
 NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin
compartir  Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)
 H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin
compartir  Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)
 Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los
de un tetraedro, ya que los pares de e- libres requieren
más espacio que los enlazantes, ya que están atraídos
por dos átomos.
Agua (104,5º)
Metano (109,4º)
Amoniaco (107,3º)

23. 23
Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.
 Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente
electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e-
compartidos, por lo que el enlace es polar.
 En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial
negativa (δ-) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ+) y por
tanto se forma un dipolo.
δ+ δ-
H - Cl
 Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial
cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido
va del menos electronegativo al más electronegativo).

24. 24
d(-)
d(+)
Momento dipolar (continuación)
 Moléculas polares.
 Tienen   no nulo:
 Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl
 Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3
 Ej: En la molécula de agua, el oxígeno tiene dos enlaces
covalentes con átomos de hidrógeno y dos pares electrónicos libres

25. 25
Momento dipolar (continuación)
 Moléculas apolares.
 Tienen   nulo:
 Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.
   = 0. Por ej: CH4 , CO2, CCl4
CH4
CO2

26. 2626
Polaridad de las Moléculas
Si hay pares de no enlace
la molécula es polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar, cuando los pares están
distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.

27. 27
Teoría del enlace de valencia (TEV)
 Los modelos de Lewis y el de repulsión de pares electrónicos no
resuelven cuestiones como:
 Por qué compartir electrones lleva a una unión estable?
 Por qué unos electrones de valencia son enlazantes y otros no?
 Qué determina la forma geométrica de las moléculas?
 Por qué unos enlaces son más fuertes que otros?
 Con el modelo mecánico-cuántico surge la TEV.
 Para que se forme un enlace covalente entre dos átomos,
un orbital de uno de los átomos tiene que interaccionar o
solaparse con un orbital del otro y cada orbital debe estar
ocupado por un solo electrón

28. 28
Teoría del enlace de valencia (TEV)
 Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un
orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los
2 e–.
Diagrama de
energía frente a
distancia
interatómica
H HHH
H H

29. 29
Enlace covalente simple.
 Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es
frontal y se llama “σ” (sigma).
 Puede ser:
a) Entre dos orbitales “s”
b) Entre un orbital “s” y uno “p”
c) Entre dos orbitales “p”

30. 30
Enlace covalente Doble y Triple.
 Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos
entre dos átomos.
 Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1).
 Si el enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “” (pi).
 Si el enlace es triple, existe un
solapamiento “σ” y dos “”.

31. 31
Hibridación de orbitales atómicos
 Para justificar la geometría de muchas moléculas la teoría del
enlace de valencia introduce el método de hibridación de
orbitales.
 El método consiste en una Combinación Lineal de Orbitales
Atómicos mediante el cual se obtienen nuevos orbitales
híbridos equivalentes entre sí en forma y energía.
 Hibridación sp3 (tetraédrica o espacial): La combinación lineal
de 1 orbital s y 3 orbitales p produce cuatro orbitales híbridos,
que forman un tetraedro regular con ángulo de 109,5º
Orbitales
atómicos
Orbitales
híbridos

32. 32
Hibridación sp2 (triangular
o plana):
La combinación lineal de
1 orbital s y 2 orbitales p
produce tres orbitales
híbridos dirigidos hacia los
vértices de un triángulo
equilátero, con un ángulo
de 120º.
Orbitales
híbridos sp2
p
s p
De esta forma se pueden
explicar moléculas con
dobles enlaces.
Ej: Etileno (C2H4)

Hibridación de orbitales atómicos

33. 33
Hibridación sp (lineal): La combinación lineal de 1 orbital s y
1 orbital p produce dos orbitales híbridos sobre el mismo eje, con
un ángulo de 180º.
s p
De esta forma se pueden explicar moléculas con triple enlace.
Átomo de carbono
Hibridación de orbitales atómicos
Acetileno (C2H2)

34. 34
Teoría de Bandas
 En los metales, los e- deslocalizados se mueven libremente a través de
“BANDAS” formadas por el solapamiento de los orbitales moleculares
 Por ej. para el Mg con configuración electrónica en la capa de valencia :3s2,
los orbitales 3s se solapan y los 2 e- de cada uno de los Mg forman la
Banda de Valencia (BV). Los orbitales 3p se solapan y como están vacíos
forman la Banda de Conducción (BC).
 En los metales, ambas bandas están muy cercanas. Entregando poca
energía, los e- pasan de la BV a la BC y se mueven libremente.
 Estos materiales son buenos CONDUCTORES
E
Banda de valencia
Banda de conducción

35. 35
Teoría de Bandas
 Las sustancias no metálicas no conducen por tener una diferencia de
Energía (E) entre la Banda de Valencia y la Banda de Conducción muy
grande.
 Esa E (diferencia o salto de energía) se denomina Banda Prohibida
 Estas sustancias no conducen electricidad, son AISLANTES
E
Banda prohibida
Banda de conducción
Banda de valencia

36. 36
Teoría de Bandas
SEMICONDUCTORES:
Son materiales que a temperatura ambiente no conducen y sí lo hacen a
altas temperaturas.
 Ej: Si, Ge.
 El E entre las BV y la BC es menor que en los aislantes.
 También conducen si poseen pequeñas cantidades de ciertos elementos
(DOPADOS)
E
E
Banda de
valencia
Banda prohibida
Banda de
conducción
T > 0
K
T = 0
K

37. 37
A 0 K, habría un electrón
adicional ligado al átomo de Sb
Tiene 5 electrones en la
última capa
Semiconductores Tipo n
Introducimos pequeñas cantidades de impurezas del grupo V
- - - - -
- - - - -
- - -
- -
-
-
- -
-
-
-
- - - -
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
- - - -
Sb
-
-
-1
2
3
4
5
0 K

38. 38
- - - - -
- - - - -
- - -
- -
-
-
- -
-
-
-
- - - -
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
- - - -
Sb
-
-
-1
2
3
4
5 0ºK
Semiconductores Tipo n
300 K
Sb+
5-
A 300 K, todos electrones adicionales de los átomos de Sb están
desligados de su átomo (pueden desplazarse y originar corriente
eléctrica). El Sb es un donador y en el Ge hay más electrones
que huecos. Es un semiconductor tipo N.

39. 39
A 0 K, habría una “falta de electrón”
adicional ligado al átomo de Al
Tiene 3 electrones en la
última capa
Semiconductores Tipo p
Introducimos pequeñas cantidades de impurezas del grupo III
- - - - -
- - - - -
- - -
- -
-
-
- -
-
-
-
- - - -
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
- - - -
Al
-1
2
3
0 K

40. 40
A 300 K, todas las “deficiencias” de electrones de los átomos de Al
están cubiertas con un electrón procedente de un átomo de Ge, en
el que se genera un hueco. El Al es un aceptor y en el Ge hay más
huecos que electrones. Es un semiconductor tipo P.
Semiconductores Tipo p
- - - - -
- - - - -
- - -
- -
-
-
- -
-
-
-
- - - -
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
G
e
- - - -
Al
-1
2
3
0ºK300 K
Al-
+
-
4 (extra)