1. ENLACES
QUÍMICOS
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en una
molécula.

2. El enlace químico
 Se describieron dos clases de enlaces
químicos (fuerzas intramoleculares): el enlace
iónico y el enlace covalente, ambos enlaces
surgen de la tendencia de los átomos a
alcanzar la configuración electrónica
estable.
http://2.bp.blogspot.com/

3. Enlace iónico
 El enlace iónico resulta de la transferencia de
electrones. La atracción electrostática entre
iones de carga opuesta, el cual es típico en
las sales formadas por combinación de
elementos metálicos (elementos
electropositivos) del extremo izquierdo de la
tabla periódica con los elementos no metálicos
(elementos electronegativos) del extremo
derecho.

4. Enlace iónico
 El enlace iónico se presenta entre dos átomos
causado por la atracción electrostática entre
iones con carga positiva (catión) y negativa
(anión).
 La electronegatividad es la capacidad de un
átomo para atraer sus electrones de capa
externa y los electrones en general.

5. Electronegatividad y la tabla
periódica
 La electronegatividad crece de izquierda a
derecha dentro de un periodo, ya que el
número de protones en el núcleo aumenta y
los electrones se encuentran en el mismo
nivel de energía.
 La electronegatividad disminuye de arriba
hacia abajo dentro de un grupo, aunque
aumenta la carga nuclear, porque la capa
externa esta cada vez más lejos del núcleo y
está protegida del núcleo por los electrones de
las capas interiores.

6. Electronegatividad y la tabla
periódica
 Los elementos de la
izquierda tienden a
perder electrones
(electronegatividad
baja), en el enlace
iónico.
 Los elementos de la
derecha tienden a
ganar electrones
(electronegatividad
alta), en el enlace
iónico. http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/b_iii/concep
tos/electronegatividad.gif

7. Ejemplo Cloruro de sodio
(NaCl)
 El sodio (3s1) puede obtener una capa externa
completa de ocho electrones ganando siete o
perdiendo uno.
 El cloro (3s2 3p5) puede alcanzar un octeto de
electrones ganando uno o perdiendo siete
electrones.
 La más sencilla de las
posibilidades ocurre
transfiriendo un electrón del
sodio al cloro, lo que da
como resultado una capa
exterior completa para cada uno.

8. Fórmula de electrón-punto de los
iones (estructura de Lewis)
 La formación de iones se puede representar
de manera sencilla con la ayuda de fórmulas
electrón-punto, en las que los electrones de la
capa externa de los átomos en cuestión se
representan con puntos, tanto enlazantes
(forma enlaces) como no enlazantes.
http://lh5.ggpht.com

9. Enlace covalente
 El enlace covalente resulta de compartir
electrones entre átomos de electronegatividad
similar, la fuerza de unión es la atracción
electrostática, entre cada electrón y ambos
núcleos.
 El enlace covalente es típico de los
compuestos del carbono; es el enlace de
mayor importancia en la química orgánica.
http://img.webme.com/pic/p/proyectodequimica/molecula_agua01.

10. Formación del enlace covalente
 Para que se forme un enlace covalente, deben
ubicarse dos átomos de manera tal que el
orbital de uno de ellos solape al orbital del
otro; cada orbital debe contener solo un
electrón.
 Cuando esto sucede, ambos orbitales
atómicos se combinan para formar un solo
orbital de enlace ocupado por ambos
electrones, que deben tener espines opuestos
para que estén apareados.

11. Formación del enlace covalente
 Cada electrón dispone del orbital de enlace
entero, por lo que puede considerarse como
perteneciente a ambos núcleos atómicos.
 La disposición de electrones y núcleos en un
enlace covalente contiene menos energía, por
lo que es más estable.
http://132.248.103.112/organica/teoria1411/2_files/slide0006_image023.gif

12. Formación del enlace covalente
 La formación de un enlace covalente va
acompañada de liberación de energía.
 La energía de disociación de enlace es la
cantidad de energía (por mol) desprendida en
la formación del enlace o la energía necesaria
para romperlo.
 Cuanto mayor sea el solapamiento de
orbitales atómicos, más fuerte será el enlace.

13. Electrones de valencia
 Los electrones de valencia son los de la capa
externa de un átomo.
 Valencia: Número de enlaces covalentes que
puede formar un átomo.
Elementos más frecuentes Número de enlaces
en los compuestos covalentes
orgánicos
C 4
N 3
H 1
O, S 2
F, Cl, Br, I 1

14. Electrones de valencia
 La valencia
requerida de un
átomo se puede
alcanzar
utilizando enlaces
sencillos (un par
de electrones
compartidos),
dobles enlaces
(dos pares de
electrones
compartidos) o
triples enlaces
(tres pares de
http://web.educastur.princast.es/proyectos/biogeo_ov/2BCH/B1_BIOQUIMICA/t11_biomol
electrones eculas/diapositivas/Diapositiva21.JPG

15. Fórmula línea-enlace
 Fórmula línea-enlace es una representación
molecular en la que se utiliza una línea para
representar el par de electrones enlazantes.
http://www.scientificpsychic.com/fitness/butyricacid.

16. Enlaces covalentes polares y no
polares
 Un enlace covalente polar se presenta entre dos
átomos de diferente electronegatividad, lo que
causa que un átomo tenga mayor atracción por el
par o pares enlazantes y que, por tanto, exista
separación de carga parciales dentro del enlace.
 Los elementos que están a la derecha del
carbono son más electronegativos y los que están
a la izquierda son menos electronegativos.
+ - + - + - - + + -
H–O C Cl N=O C B
CN

17. Enlaces covalentes polares y no
polares
 El carbono y el hidrógeno tienen
electronegatividad similar, por lo tanto sus
enlaces son covalentes no polares, al igual
que los enlaces carbono-carbono.
 El concepto de enlaces polares y cargas
parciales se utiliza con frecuencia para
predecir y explicar reacciones de compuestos
orgánicos.

18. Formación de enlaces
covalentes
 Se consigue por el traslape de orbitales
atómicos, cada uno con un electrón, para
formar un orbital molecular, que se compone
de dos electrones con espín apareado.
 Existen dos tipos:
 Enlaces sigma
 Enlaces pi

19. Enlace sigma
 Enlace sigma ( ): Se forma por el traslape cabeza
con cabeza de orbitales atómicos, un enlace de este
tipo se forma por el traslape de orbitales s, como el
hidrógeno; el traslape extremo con extremo de
orbitales p, como en el cloro; o el traslape s-p como
en el cloruro de hidrógeno.
http://www.100ciaquimica.net/image
s/

20. Enlace pi
 Enlace pi ( ): Se forma cuando se traslapan
orbitales p paralelos, cada uno con un
electrón, en dos posiciones.
http://ocwus.us.es/quimica-organica/quimica-organica-

21. Formación de H2
 Cada átomo de hidrógeno tiene un electrón
que ocupa el orbital 1s (esférico).
 Para que se pueda formar un enlace ambos
átomos deben acercarse lo suficiente para
producir el solapamiento de los orbitales
atómicos.
 En este caso, el sistema más estable resulta
cuando la distancia entre los núcleos es de
0.74Å, denominada longitud de enlace.
 La molécula de hidrógeno resultante contiene
una fuerza de 104kcal/mol.

22. Ejemplo: formación de H2
 El orbital resultante del solapamiento tiene la
forma que se espera de la fusión de dos
orbitales s, tiene aspecto de salchicha.
 Los orbitales de enlace que tienen este
aspecto, se denominan orbitales (sigma) y
los enlaces correspondientes son los enlaces
.
http://www.kalipedia.com/kalipediamedia/cienciasnatural

23. Formas de las moléculas
orgánicas
 Los átomos están orientados en una molécula de
tal manera que se reduce al mínimo la repulsión
entre pares de electrones.
 Los átomos y los pares de electrones no
enlazantes unidos a un átomo de carbono central
común están dispuestos tan separados en el
espacio como es posible.
 Cuando un átomo de carbono tiene cuatro grupos
enlazados tendrán la forma de un tetraedro, un
triángulo cuando son tres y una línea recta si son
dos.

24. Geometría molecular del
carbono
 Tetraédrica
 Trigonal plana
 Lineal
http://1.bp.blogspot.com

25. Configuración electrónica del
carbono
 El carbono tiene cuatro electrones en su capa
externa, dos en el orbital 2s y uno en cada uno de
los orbitales 2px y 2py.
 La tetravalencia del carbono se explica
promoviendo un electrón 2s al orbital 2pz, para
crear cuatro electrones no apareados durante el
enlazamiento (hibridación).
 Puesto que la formación de enlaces es un
proceso que libera energía y la formación de
cuatro enlaces crea un octeto estable en la capa
externa del carbono, el proceso total es
energéticamente favorable.

26. Carbono unido a cuatro átomos
(orbitales sp3)
 Cuando un carbono está unido a cuatro
átomos, por ejemplo en el metano (CH4), adopta
una geometría tetraédrica, más estable, los
orbitales de la capa externa se hibridan, o
mezclan, para formar cuatro orbitales nuevos
equivalentes y forman entre sí el ángulo ideal de
109.5°.
 Los nuevos orbitales híbridos se llaman orbitales
sp3, porque se formaron a partir de un orbital s y
los tres orbitales p, estos orbitales establecen
cuatro enlaces sigma.

27. Orbital sp3
http://www.grandinetti.org/resources/Teaching/C
http://3.bp.blogspot.com/ hem121/Lectures/OrbitalHybridization/sp3.gif

28. Carbono unido a tres átomos
(orbitales sp2)
 Cuando un carbono se une a tres átomos, por
ejemplo en el eteno (CH2=CH2) adopta una
geometría trigonal, con ángulos de enlace de 120°.
 En este caso hay que hibridar tres de los cuatro
orbitales, puesto que solo tenemos que distribuir tres
átomos enlazados. El orbital s y dos de los orbitales p
se combinan para formar tres nuevos orbitales
híbridos sp2, los cuatro enlaces del carbono están
formados entonces por tres enlaces sigma y un
enlace pi formado con el orbital p que no está
hibridizado.
 De esta forma, un doble enlace se compone de un
enlace sigma y un enlace pi, que tiene lugar por
arriba y por debajo del plano

29. Orbitales sp2
http://3.bp.blogspot.com

30. Carbono unido a dos átomos
(orbitales sp)
 Cuando un carbono está unido a dos átomos, por
ejemplo en el acetileno (CH CH), adopta una
geometría planar con un ángulo de 180°.
 En este caso se hibridiza el orbital s con uno de los
orbitales p para formar orbitales híbridos sp y dejando
dos orbitales p sin hibridizar. Los cuatro enlaces del
carbono están formados entonces por dos enlaces
sigma y dos pi, uno por arriba y por debajo y el otro
delante y detrás del enlace sigma central.
 De esto modo un triple enlace está formado por un
enlace sigma y dos enlaces pi. Un cilindro virtual de
electrones que rodea los dos carbonos que

31. Orbitales híbridos sp
http://132.248.103.112/organica/teoria1411/2_files/slide0016_image043.gif

32. Resumen
 1.- Geometría e hibridación: un carbono con
a. Cuatro grupos unidos a él es tetrédrico, con
hibridación sp3 y ángulos de enlace de
109.5°.
b. Tres grupos unidos a él es trigonal, con
hibridación sp2 y ángulos de enlace de 120°.
c. Dos grupos unidos a él es lineal, con
hibridación sp y ángulo de enlace de 180°.

33. Resumen
 2.- Tipos de enlaces:
a. Todos los enlaces sencillos son enlaces
sigma.
b. Un doble enlace se compone de un enlace
sigma y un enlace pi.
c. Un triple enlace se compone de un enlace
sigma y dos enlaces pi.

34. Resumen
 3.- Fuerza de enlace:
CC > C=C > C-C
 4.- Longitud de enlace:
C-C > C=C > CC

35. Tabla de enlaces
Ejemplo CH3-CH3 CH2=CH2 CH CH
Número de 4 3 2
átomos unidos al
carbono central
Hibridación sp3 sp2 sp
Geometría Tetraédrica Trigonal Lineal
Ángulos de 109.5° 120° 180°
enlace
Tipos de enlace 4 sencillos 2 sencillos y un 1 sencillo y un
en torno al doble triple
carbono
Orbitales 4 3 y1 2 y2
moleculares
Longitud del 1.54Å 1.34Å 1.20Å
enlace carbono-
carbono

36. Formación de enlaces con oxígeno
y nitrógeno
 El oxígeno y el nitrógeno pueden formar
enlaces y . Los átomos se hibridan y
muestran geometrías moleculares
congruentes con el número de grupos
enlazados.
 La diferencia que tienen con el carbono es
que, tanto el oxígeno como el nitrógeno,
tienen pares de electrones no enlazantes. El
nitrógeno tiene un par y el oxígeno tiene dos
pares. Ya que estos pares de electrones
ocupan espacio, influyen en la geometría de la

37. Formación de enlaces con
oxígeno
 Vamos a observar el ejemplo del metanol
(alcohol de madera) y el formaldehído
(conservador biológico).
Metanol Formaldehído

38. Metanol
 El oxígeno del metanol tiene dos enlaces
sencillos y dos pares de electrones no
enlazantes, esto constituye cuatro grupos, por
lo tanto el oxígeno tiene hibridación sp3 y es
tetraédrico.
 Dos de los orbitales poseen un electrón
formando enlaces y los otros dos orbitales
están ocupados cada uno por un par de
electrones no enlazantes.

39. Formaldehído
 En el formaldehído hay un carbono unido por
doble enlace y dos pares de electrones no
enlazantes. El oxígeno tiene una hibridación
sp2 por lo cual es trigonal.
 Dos de los tres orbitales sp2 ocupados por
pares de electrones no enlazantes, el orbital
sp2 restante y el orbital p no hibridado forman
el doble enlace.

40. Patrones del oxígeno

41. Formación de enlaces con
nitrógeno
 Se puede emplear un razonamiento similar
para el nitrógeno. Además de su par de
electrones no enlazante, el nitrógeno puede
tener uno, dos o tres átomos enlazados y
muestra hibridaciones sp, sp2 y sp3
respectivamente.
http://patentados.com/img/2010/08-descripcion/proceso-para-la-preparacion-de-aminas-

42. Patrones del nitrógeno

43. Puentes de disulfuro
 El puente de disulfuro en un enlace covalente
S-S formado entre moléculas que contengan
en su estructura R-SH. Este enlace es muy
importante para mantener la estructura
tridimensional de las proteínas.
http://www.maph49.galeon.com/biomol1/sufgps.

44. Enlaces covalentes de algunos
bioelementos
http://web.educastur.princast.es/proyectos/biogeo_ov/2BCH/B1_BIOQUIMICA

45. Fuerzas intermoleculares
 Son fuerzas de atracción entre las moléculas,
su mayor influencia se ejerce cuando son
líquidos y sólidos, estás fuerzas están
clasificadas como:
 Fuerzas de Van-der-Waals
 Fuerzas dipolo-dipolo
 Fuerzas dipolo-dipolo inducido
 Fuerzas de dispersión
 Puentes de hidrógeno
 Ion-dipolo
 Puente salino

46. Fuerzas de Van-der-Waals
 Fuerzas dipolo-dipolo y dipolo-dipolo inducido:
Son fuerzas de atracción entre moléculas
polares, o que poseen momentos dipolares,
son electrostáticas. A mayor momento dipolar
mayor será la fuerza de enlace.
http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-

47. Fuerzas de dispersión (Fuerzas de
London)
 Fuerzas de atracción que se generan a partir
de los dipolos temporales inducidos en los
átomos o moléculas.
 Por ejemplo a temperaturas muy bajas, este
tipo de fuerzas mantienen unidos a los átomos
de Helio y también explica la atracción entre
moléculas no polares.

48. Puentes de hidrógeno
 Tipo especial de interacción dipolo-dipolo
entre el átomo de hidrógeno de un enlace
polar, como N-H, O-H o F-H, y un átomo
electronegativo de O, N o F (contienen pares
de electrones no enlazantes).
 Los puentes de hidrógeno son más fuertes
que los de dipolo-dipolo y tienen un fuerte
efecto en la estructura y propiedades de
muchos compuestos.

49. Fuerzas ion-dipolo
 La interacción atractiva ejercida cuando un ion
se acerca a un átomo provoca que la
distribución electrónica del átomo se
distorsione, dando lugar a un dipolo.
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral

50. Puente salino
 Interacción iónica entre las cadenas laterales
de aminoácidos ácidos y básicos (positivos y
negativos) que estabiliza las estructuras
terciaria y cuaternaria de las proteínas.
Observa:
iones
dipolos
http://www.comoves.unam.mx http://4.bp.blogspot.com

51. Tarea
 Revisa la siguiente liga de internet!!!
http://medicina.usac.edu.gt/quimica/enla
ce/Fuerzas_Intermoleculares.htm
http://medicina.usac.edu.gt/quimica/enla
ce/Enlace_Covalente.htm

52. Bibliografía
 Chang, R., (2010), Química, 10ª. Ed.,
China, McGraw-Hill.
 Bailey, P. (1998), Química Orgánica.
Conceptos y aplicaciones, 5ta. Ed.,
México, Pearson Educación.
 Morrison, R. (1998), Química Orgánica,
5ta. Ed., México, Pearson Addison
Wesley.