Aprendamos enlaces químicos.

1. ENLACES QUÍMICOS.- FÁCIL

2. ¿Qué es un enlace químico?
 Son fuerzas de atracción que mantienen unidos los:
Átomos en las moléculas
Iones en los cristales

3. ¿Qué determinan los enlaces químicos en
las sustancias?
 Propiedades físicas y químicas

4. ¿Cuáles son las clases de enlaces químicos?
ENLACES QUÍMICOS
IÓNICOS COVALENTES METÁLICOS PUENTES DE
HIDRÓGENO
COVALENTE
POLAR
COVALENTE
NO POLAR
COVALENTE
COORDINADO
O DATIVO
COVALENTE
SIMPLE
COVALENTE
DOBLE
COVALENTE
TRIPLE
Número de
pares de
electrones
compartidos
Como están
compartidos los
electrones

5. Enlaces Iónicos
 El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional
entre iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre
átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad.

6. ¿Cómo se forma un enlace iónico?
 Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que
sucede durante una reacción química
+ Energía → + ē
Átomo de
sodio
Ion
sodio
Un electrón
Al perder un
electrón un
átomo de sodio
reactivo
Forma un ion
sodio
La pérdida
de un
electrón de
valencia
Produce un ion
positivo con
octeto completo
de electrones
Primero
formaremos
un ion de
sodio
?

7. Ion sodio
Durante la
ionización un átomo
metálico se oxida
cuando pierde
electrones de
valencia

8. ¿Cómo se forma un enlace iónico?
 Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que
sucede durante una reacción química
+ Energía→ +ē
Átomo de
cloro
Ion
cloro
Un electrón
Al ganar un
electrón un
átomo de cloro
reactivo
Forma un ion
cloro
La ganancia
de un
electrón
Produce un ion
negativo con
octeto completo
de electrones
Segundo
formaremos
un ion de
cloro
?
Cl-

9. Ion cloro
Durante la
ionización un átomo
no metálico se
reduce cuando gana
electrones

10. Estamos listos para formar un enlace iónico
Tomaremos como ejemplo la formación del cloruro de sodio NaCl
+ → + Cl-
Átomo
de sodio
Átomo
de cloro
Ion
sodio
Ion
cloro
El electrón que el
átomo de sodio
pierde
Lo gana un
átomo de cloro
Ion
positivo
sodio
Ion
negativo
cloro
Los metales tienen
tendencia a perder ē
para formar iones
Los no metales
tienen tendencia a
ganar ē para formar
iones

11. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Todos los
compuestos iónicos
puros son sólidos a
temperatura
ambiente; ninguno
es gaseoso

12. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Los compuestos
iónicos forman
redes cristalinas

13. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Los puntos de
fusión se halla entre
300 – 1000 0C
Porque existen
fuertes atracciones
en el interior de los
sólidos iónicos

14. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Los puntos de
ebullición son muy
altos fluctúan entre
1000 – 1500 0C
Porque existen
fuertes atracciones
en el interior de los
sólidos iónicos

15. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Muchos compuestos
iónicos son solubles
en agua
Cuando los
compuestos se
disuelven en agua
Los iones se
disocian

16. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Permite que una
sustancia conduzca
electricidad
Cuando los
compuestos se
disuelven en agua
Los iones se
disocian
Reciben el
nombre de
electrólito

17. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS

18. Ejemplos de compuestos iónicos
Reacción química (ecuación química)
Fórmula (no muestra las
cargas de los iones)
+ → Mg2+ + MgCl2

19. ¿Cómo reconocer un compuesto iónico?
 En su fórmula el compuesto está formado por un metal y no metal
 Ejemplos: Sales halógenas (formadas por metales y no metales de la familia VI A,
y VII A)
Nombre del compuesto Fórmula
Cloruro de litio LiCl
Cloruro de magnesio MgCl 2
Cloruro de calcio CaCl 2
Sulfuro de potasio K2S
Seleniuro de aluminio Al2Se3
Yoduro cúprico CuI2

20. Enlaces Covalentes
 Se produce una compartición de pares de e-, que se concentran entre los
núcleos enlazándolos.
 El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos
átomos adquieran configuración electrónica de gas noble.
 A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más fuerte; y
su formación también comporta una liberación de energía

21. ¿Cómo se forma un enlace covalente?
 Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que
sucede durante una reacción química
+ Energía→ +
Átomo de
hidrogeno
Los átomos de H
no puede tomar
un electrón del
otro
Comparten
electrones (1
par)
Produce una
molécula de
hidrógeno
formaremos
un enlace
covalente
Átomo de
hidrogeno
Los dos átomos
tienen la misma
atracción sobre
los electrones
Electronegatividad
de H = 2,1
Diferencia 2,1 – 2,1 = 0

22. ¿Cuáles son las clases de enlaces
covalentes?
Clases de enlaces
covalentes
Atendiendo al número de electrones
compartidos
Simples Dobles Triples
Atendiendo como están compartidos
los electrones
Polar Apolar Coordinado
o dativo

23. Enlaces covalentes simples
 Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de
electrones entre dos átomos
 Ejemplo:
 La molécula de
Hidrógeno (H2):
 La molécula de
cloro:
En las fórmulas de
Lewis de las
moléculas, los
enlaces se
representan ya sea
con un para de
electrones
compartidos o una
raya en vez del par
electrónico

24. Enlaces covalentes dobles
 Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de
electrones entre dos átomos.
 Ejemplo:
 La molécula de
Oxígeno (O2):

25. Enlaces covalentes triples
 Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de
electrones entre dos átomos
 Ejemplo:
 La molécula de
Nitrógeno (N2 ):
Es conveniente señalar que a medida
que se compartan más pares de
electrones, la distancia entre los
átomos unidos será menor y el enlace
será más fuerte (hará falta más
energía para romperlo).

26. Enlaces covalentes puros o apolares
 Los dos átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de
elementos de la misma electronegatividad o inferior a 0,47 para que los electrones
enlazantes se compartan por igual.
 Ejemplo:
 La molécula de oxígeno (O2):
 La molécula de cloro (Cl2)
 La molécula de nitrógeno (N2)
Son
elementos
diatómicos

27. EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON
ENLACE COVALENTE APOLAR
Compuesto Fórmul
a
Elemento químico Electronegatividad Diferencia
electronegatividadPrimero Segundo Primero Segundo
Molécula de oxígeno O2 No metal No metal 2,1 2,1 0
Molécula de cloro Cl2 No metal No metal 3,5 3,5 0
Molécula de nitrógeno N2 No metal No metal 3 3 0
Ácido sulfhídrico H2S No metal No metal 2,1 2,1 0

28. Electronegatividad
 Es una medida de la tendencia de un átomo en un enlace covalente a
atraer hacia sí los electrones compartidos
El menos
electronegativo
se carga
positivamente
El más
electronegativo
se carga
negativamente
Átomo de
hidrógeno
Átomo de
cloro
Los átomos de los
elementos más
electronegativos
ejercen mayor
atracción sobre los
electrones

29. Enlaces covalentes polares
 Los electrones se comparten manera desigual entre átomos
diferentes
La diferencia de
electronegatividad
oscila entre: 0,4 – 1,7

30. EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON
ENLACE COVALENTE POLAR
Compuesto Fórmula Elemento químico Electronegatividad Diferencia
electronegatividadPrimero Segundo Primero Segundo
Cloruro de hidrógeno
(Ácido clorhídrico)
HCl No metal No metal 2,1 3 0,9
Ácido yodhídrico HI No metal No metal 2,1 2,66 0,56
Ácido bromhídrico HBr No metal No metal 2,1 2,8 0,7
Óxido fosforoso P2O3 No metal No metal 2,1 3,5 1,4
Dióxido de carbono CO2 No metal No metal 2,5 3,5 1

31. Enlaces covalentes coordinados
Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado
por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman
complejos
 Ejemplo:
cloruro amónico (NH4Cl):
El catión no es un
átomo sino una
especie poliatómica
sus átomos están
unidos por enlaces
covalentes, uno de ellos
coordinado o dativo:
El hidrógeno dona
un par de electrones

32. Enlaces covalentes coordinados
Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado
por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman
complejos
 Ejemplo:
Radical hidronio
El catión no es un
átomo sino una
especie poliatómica
sus átomos están
unidos por enlaces
covalentes, uno de ellos
coordinado o dativo:
El oxígeno dona un
par de electrones

33. EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON
ENLACE COVALENTE COORDINADO
Compuesto Fórmula Elemento químico Quien dona/recibe ē
Primero Segundo Dona Recibe
Radical amonio (NH4)+ No metal No metal N H
Radical hidronio (H3O)+ No metal No metal O H

34. PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
 Tienen bajos puntos de fusión y ebullición

35. PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
 Cuando se trata de cuerpos sólidos, son relativamente blandos y malos
conductores del calor y de la electricidad

36. PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
 Son bastante estables y de escasa reactividad (el enlace covalente es
fuerte y supone configuración electrónica de gas noble)

37. PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
 Algunos sólidos covalentes carecen de unidades moleculares: el
diamante

38. PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
 Presentan baja diferencia de electronegatividad y en
algunos casos es igual a cero, la diferencia es menor
de 1,7

39. ENLACES METÁLICOS
 Es la unión de los átomos en los cristales metálicos sólidos
Los iones positivos (+)
permanecen fijos
Los electrones de
valencia débilmente
sujetos se desplazan
libremente por toda la
red cristalina
El movimiento similar al de un líquido, de estos
electrones, los hace buenos conductores de
electricidad y calor

40. PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
 Los metales puedan ser fácilmente deformados sin romper la estructura cristalina

41. PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
 Los metales son buenos conductores de la electricidad, teniendo en cuenta que
algunos electrones tienen libertad de movimiento a través del sólido.

42. PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
 Los metales tienen excelente conductividad térmica debida también a los
electrones móviles

43. FUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzasintermoleculares
Fuerzas de atracción entre
dipolos.
Fuerzas de London
Fuerzas de Van der Waals
Enlaces por puente de
hidrógeno.

44. FUERZAS DE ATRACCIÓN ENTRE DIPOLOS.
 Fueron postuladas por Van der Waals en 1873
 y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se
podría explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares.
 Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de
London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals).

45. Fuerzas de London
Se producen entre sustancias no polares como el N2, O2,
etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc.
A medida que el átomo o
la molécula sea más
grande, este dipolo
inducido será más fácil de
crear.
Se puede llegar a la
licuación de gases

46. Fuerzas de Van der Waals
Si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan para
atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina,
existiendo fuerzas de atracción entre ellas.
Aunque estas fuerzas siguen siendo
débiles, son mayores que las de London, en
las que el dipolo tiene que ser inducido.

47. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
Para que se produzca un enlace de este tipo, deben
cumplirse condiciones:
1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo que, al ser la
diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace covalente muy polar, donde el
hidrógeno es el que se carga positivamente.
2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no formen parte
del enlace covalente polar con el hidrógeno.
3.- La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los dipolos creados.

48. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
Se produce una doble atracción de tipo
electrostático entre:
Dipolos de moléculas contiguas, es decir,
el polo positivo de una molécula con el
negativo de otra.
El polo positivo del dipolo de una
molécula con los pares de electrones no
enlazantes del elemento al que se une el
hidrógeno, de otra molécula.

49. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
El puente de hidrógeno que es mucho más fuerte
que las fuerzas de Van der Waals.
Los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre moléculas diferentes
(intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la adecuada
(intermoleculares).
Tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces por puente de hidrógeno
son mucho más débiles que los enlaces covalentes

50. Geometría molecular: formas espaciales
de las moléculas
Geometría molecular
Moléculas
angulares
Moléculas
piramidales
Moléculas
tetraédricas

51. Moléculas angulares
 El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está
determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría.
1. En general se puede afirmar que un átomo
divalente con dos orbitales (p)
como orbitales de valencia forma una
molécula angular
2. La presencia de enlaces polares no
necesariamente significa que la molécula
presente un momento dipolo
3. Por lo que su geometría puede ser
lineal o angular

52. Moléculas angulares
Cuando la molécula es lineal; no tiene
momento dipolo y, cuando la molécula es
angular; tiene un momento dipolo

53. Moléculas angulares
EJEMPLOS
Dióxido de azufre
(SO2 )
Dióxido de carbono
(CO2 )
Agua (H2O)

54. Moléculas piramidales
En efecto una molécula piramidal es la que presenta esa forma, y consiste en que
posee un átomo central rodeado de varios otros, al menos cuatro, que se sitúan en
los vértices de una figura geométrica llamada pirámide

55. Moléculas piramidales
EJEMPLOS
El amoniaco (NH3) El ion clorato,
(ClO)3
-
El ion sulfito, (SO3 )2-

56. Moléculas tetraédricas
La geometría molecular tetraédrica es un tipo de geometría molecular en la que un átomo
central se encuentra en el centro enlazado químicamente con cuatro sustituyentes que se
encuentran en las esquinas de un tetraedro. Algunos ejemplos de especies químicas con esta
geometría son el metano (CH4), el ion amonio (NH4)+, o los aniones sulfato (SO4)2- y fosfato
(PO4) 3-.

57. BIBLIOGRAFÍA
 http://enlacekimico.blogspot.com/2013/07/moleculas-angulares-piramidales-y.html
 http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3d.htm
 Ralph A. Burns, (2003) Fundamentos de Química. Pearson Prentice Hall. México.
 Ministerio de Educación Ecuador, (2015), Química, Santillana, Quito, Ecuador.