ENLACES QUÍMICOS

PREPARATORIA ABIERTA PUEBLA

ENLACES QUIMICOS

Fuerzas Intermoleculares

ELABORÓ

LUZ MARÍA ORTIZ CORTÉS

Enlaces Químicos

• Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los

compuestos.

Enlace iónico
Polar
Tipos de Apolar

enlaces Sencillo
químicos Enlace covalente Doble
Triple
Coordinado

Enlace metálico

Electronegatividad

• Es una medida relativa del poder de atraer electrones que

tiene un átomo cuando forma parte de un enlace químico.

• Linus

Pauling

(1901-1994)

propuso

una

escala

de

electronegatividad en la que le asigna al flúor F el valor más
alto con 4, seguido del oxígeno con 3.5

• Los no metales son los elementos más electronegativos. Esto

se debe a que necesitan electrones para completar 8 en su
último nivel de energía.

• El átomo de flúor es muy pequeño, la carga positiva del

núcleo hace que atraiga fuertemente a los electrones. Es un
no metal y requiere un electrón para completar 8 en su último
nivel de energía Esto lo hace muy electronegativo.

Electronegatividad

•Pauling basó su escala de electronegatividad a partir de un estudio
de la cantidad de energía necesaria para romper un enlace entre
pares de elementos. Observó que el enlace entre el cesio y el flúor
en el fluoruro de cesio CsF requería más energía para romperlo.

•Los metales tienden a perder electrones de su último nivel de
energía, por esta razón son los elementos con menor
electronegatividad, es decir, no necesitan atraer electrones para
completar ocho en su último nivel.

• Pauling asignó al cesio y al francio los valores más bajos de
electronegatividad con 0.7

•La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un
periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.

Electronegatividad de elementos

representativos

H
2.1

Li Be B C N O F
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4

Na Mg Al Si P S Cl
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0

K Ca Ga Ge As Se Br
0.8 1.0 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8

Rb Sr In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
0.7 0.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2

Enlaces químicos y electronegatividad

•La diferencia de electronegatividad influye en el tipo de enlace químico.
En forma aproximada para dos átomos enlazados con una diferencia de
electronegatividad mayor de 1.7 se produce un enlace iónico. Una
diferencia de electronegatividad menor a 1.7 entre dos átomos produce
un enlace covalente polar. Si la diferencia de electronegatividad entre dos
átomos es cero se produce un enlace covalente apolar.

Enlace iónico
Diferencia
de 1.7
Electronegatividad Enlace covalente polar

0 Enlace covalente apolar

Enlaces químicos

• Enlace iónico: resulta de la transferencia de electrones entre

átomos durante una reacción química.

• Se produce entre elementos metálicos y no metálicos. El

metal le cede electrones al no metal. Por ejemplo: el metal
sodio 11Na le cede un electrón al no metal cloro 17Cl . Como
resultado se forma un ión positivo (catión) Na+1 y uno
negativo (anión) Cl-1.

11Na= 1s22s22p6 3s1 e cede un electrón: queda con 8 en su

último nivel de energía (el 2)
17Cl= 1s22s22p6 3s2 3p5gana un electrón: completa 8 en su
último nivel de energía ( el 3)

Enlace iónico

Se forma el catión Na+1 ya que al perder un electrón queda con un
protón de más:

11Na0: eléctricamente neutro Na pierde un electrón
11 protones = +11 11 protones = +11
11 electrones = -11 10 electrones = -10
0 +1

Se forma el anión Cl-1 ya que al ganar un electrón queda con una
carga negativa de más:

Cl0: eléctricamente neutro Cl gana un electrón
17 protones = +17 17 protones = +17
17 electrones = -17 18 electrones = -18
0 -1

Enlace iónico

• De acuerdo a la regla del octeto un átomo gana o pierde

electrones para completar 8 en su último nivel de energía y
así tener una configuración estable semejante a la de un gas
noble.

• El sodio al quedar con 10 electrones adquiere la configuración

del gas noble Neón 10Ne.

• El cloro al ganar un electrón completa 8 en su último nivel de

energía, en total tendrá 18 electrones y así adquiere la
configuración electrónica del Argón 18Ar.

Los átomos se mantienen unidos mediante la atracción
electrostática entre iones de carga opuesta.

Enlace iónico

• Los compuestos con enlace

iónico no forman moléculas.

• En el cloruro de sodio cada

ión sodio está rodeado de
seis iones cloruro, a su vez,
cada

ión

cloruro

está

rodeado de seis iones sodio
en la estructura cristalina
del cloruro de sodio que es
cúbica.

Red cristalina de cloruro de sodio

NaCl

Enlace iónico

Electronegatividad

Cl=3.0

Na = 0.9

2.1 Diferencia de electronegatividad: enlace iónico

Para el fluororuro de litio LiF :

Electronegatividad
F = 4.0
Li = 1.0
3.0 Diferencia de electronegatividad: enlace iónico

Enlace iónico

• Para el bromuro de potasio KBr:
Electronegatividad

Br= 2.8
K = 0.8
2.0 Diferencia de electronegatividad: enlace iónico

Para el óxido de calcio CaO

Electronegatividad
O = 3.5
Ca = 1.0
2.5

Enlace iónico

• En general, las sales y los óxidos tienen enlace iónico.
• Los compuestos con enlace iónico tienen las siguientes

propiedades:

• Son sólidos a temperatura ambiente.
• Son solubles en agua.
• Tienen puntos de fusión altos.
• Disueltos en agua o fundidos conducen la corriente eléctrica.

Propiedades de compuestos iónicos

Óxido de calcio
Es sólido a temperatura

ambiente

La sal NaCl disuelta en agua conduce
la corriente eléctrica

Enlace covalente

•Resulta del compartimiento de electrones entre átomos durante
una reacción química. El enlace covalente se produce entre dos no
metales. Cada átomo aporta un electrón para el enlace.

•Si los dos elementos no metálicos son iguales, con la misma
electronegatividad se produce un enlace covalente apolar, como en
la molécula de hidrógeno H2 .

•Gilbert N. Lewis (1875-1946) fue un químico norteamericano que
propuso la estructura de puntos que lleva su nombre, muy utilizada
para representar moléculas con enlace covalente. Para la molécula
de H2

H : H o H – H
Enlace covalente sencillo ( comparten un par
de electrones). Cada átomo aporta un electrón.

Enlace covalente

•En el ejemplo anterior se formó un enlace covalente sencillo y apolar
porque como los dos átomos son iguales, la diferencia de
electronegatividad es cero:

Electronegatividad

H = 2.1

H = 2.1
0 Diferencia de electronegatividad

La molécula de cloro Cl2 también tiene enlace covalente sencillo y apolar:

Cada átomo de cloro tiene 7 electrones de valencia en el último nivel, los
cuales se representan en la estructura de puntos de Lewis:

. . . .
:Cl : Cl :

. . . .

Estructura de puntos de Lewis

• Lewis propuso representar el símbolo del elemento rodeado

de puntos que indican sus electrones de valencia. Cada punto
representa un electrón.

• En la molécula de cloro, cada átomo de cloro al compartir un

par de electrones, completa su octeto como se ve en la
representación de puntos de Lewis.

Enlace covalente polar

•El enlace covalente polar se produce entre dos elementos no metálicos
con diferente electronegatividad que comparten un par de electrones . El
par electrónico se encuentra más cerca del elemento más electronegativo,
por esta razón se forma un polo negativo o carga parcial negativa
alrededor de él. Como el par electrónico se encuentra alejado del
elemento menos electronegativo , se forma un polo positivo o carga
parcial positiva alrededor de él. Como en la molécula de cloruro de
hidrógeno.

δ+ δ-
H Cl δ = carga parcial

Electrón de Cl
electrón de H

Enlace covalente polar

• En la molécula de cloruro de hidrógeno el cloro tiene la

electronegatividad más alta, con 3.0, que el hidrógeno, que
tiene electronegatividad 2.1 .

• La diferencia de electronegatividad ente los dos elementos es:

0.9 por lo que el compuesto es covalente polar.

• Se puede observar en la estructura de puntos de Lewis para la

molécula de cloruro de hidrógeno que el átomo de cloro al
compartir un par de electrones completa su octeto con
electrones. El átomo de hidrógeno al compartir un par de
electrones tendrá su configuración electrónica semejante a la
del gas noble Helio.

Enlace covalente polar

• La molécula de agua es muy polar:

δ- δ
O O
δ+ H H δ+ δ+H H δ+
104.7°

La molécula del agua no es lineal, el ángulo de enlace entre
los átomos de hidrógeno encontrado por métodos de
difracción de rayos X es de 104.7°

Estructura molecular del agua

• Los átomos de oxígeno tienen mayor electronegatividad que

los átomos de hidrógeno y como resultado los electrones de
enlace son atraídos hacia el oxígeno. El desequilibrio de
cargas hace que el átomo de oxígeno sea un poco más
negativo que los átomos de hidrógeno. La separación de

cargas se representa por el signo delta negativa δ-y delta
positiva δ+ para indicar que la separación de cargas es
solamente parcial y que en la molécula no hay iones. La
capacidad del agua para disolver otras substancias,
especialmente sales iónicas está relacionada con su polaridad.

Solvatación

•Los

compuestos

iónicos

son

solubles en agua, esto se debe a
que como las moléculas de agua
son muy polares

sus

polos

positivos rodean a los iones
negativos del compuesto iónico, a
su vez, los polos negativos de las
moléculas de agua rodean a los
iones positivos del compuesto
iónico, esto facilita la separación
de sus iones. Este proceso se
llama solvatación.

Enlace covalente sencillo

•La molécula de metano también tiene enlaces covalentes sencillos.

H H
H C H H – C – H
H H
electrón de C
electrón del H

El átomo de carbono tiene 4 electrones de valencia (los del último nivel de
energía), que se representan con cuatro puntos en la estructura de puntos
de Lewis, con los cuales forma cuatro enlaces covalentes sencillos con
cuatro átomos de hidrógeno. Un guión es un enlace covalente sencillo.

Enlace covalente doble

•El enlace covalente doble se produce cuando dos átomos
comparten un par de electrones. Como en la molécula de oxígeno
O2. Cada átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia que se
representan con la estructura de puntos de Lewis:

O O O O O

Enlace covalente doble

• En la molécula de dióxido de carbono CO2 se forman enlaces

covalentes dobles:

O

C O o O C O

El oxígeno tiene 6 electrones de valencia y el carbono cuatro,
colocados de esta manera cada átomo cumple con la regla del
octeto y se forman enlaces covalentes dobles.

ENLACE COVALENTE

•En los alquenos también hay enlace covalente doble. Son
hidrocarburos que tienen doble ligadura entre dos carbonos:

H H H H
H C C H o H C C H

Eteno Eteno

ENLACE COVALENTE TRIPLE

• El enlace covalente triple se produce entre dos átomos que

comparten tres pares de electrones., como en la molécula de
nitrógeno N2 . Cada átomo de nitrógeno tiene cinco
electrones de valencia :

NN o N N

ENLACE COVALENTE TRIPLE

• El enlace covalente triple también se presenta en las

moléculas de alquinos, que son hidrocarburos aromáticos que
tienen triple ligadura, como el acetileno o etino:

H C C o H C C H

Enlace covalente coordinado

• El enlace covalente coordinado se produce entre dos átomos

que comparten un par de electrones pero que uno de ellos es
el que aporta el par electrónico. Como en el caso de la
molécula de ozono O3 .

O O O

enlace covalente coordinado: el átomo
central de O aporta el par electrónico

Enlace covalente coordinado

• Un enlace covalente coordinado se forma también en el

cloruro de amonio. Reaccionan el amoniaco NH3 y el cloruro
de hidrógeno gaseosos. Se forma un sólido blanco muy fino,
el cloruro de amonio:

NH3(g) + HCl (g) NH4 Cl (s)
amoniaco cloruro de hidrógeno cloruro de amonio
Enlace covalente coordinado
H + -
H N H + H Cl H N H Cl
H H
Amoniaco cloruro de hidrógeno ión amonio ión cloruro

Enlace covalente coordinado

• En la reacción, el hidrógeno le deja su electrón al cloro, éste

queda con una carga negativa de más y forma el ión cloruro
Cl- . El hidrógeno, al ceder su electrón queda con carga
positiva y forma el catión H+ . Esta carga positiva la lleva al

amoniaco para formar el ión amonio NH4+ .

• En el amoniaco el nitrógeno tiene un par de electrones sin

compartir con los cuales forma un enlace covalente
coordinado con el átomo de hidrógeno que no aporta
electrón para el enlace.

Propiedades de compuestos covalentes

• Los compuestos con enlace covalente tienen las siguientes

propiedades:

• Son gases, líquidos o sólidos.
• Si son sólidos tienen punto de fusión bajo.
• Son poco solubles en agua, solubles en benceno
• No conducen la corriente eléctrica.

Propiedades de compuestos iónicos y

covalentes

Sal cloruro de sodio NaCl
Compuesto iónico
Sólido a temperatura
ambiente, punto de fusión
alto: 801 °C

Azúcar de mesa sacarosa
Compuesto covalente
Sólido con punto de
fusión bajo 186 °C

Actividad 1

• De acuerdo a la diferencia de electronegatividad entre los

átomos de los siguientes compuestos escribir el tipo de
enlace:

a) Óxido de magnesio MgO

b) bromo B2

c) Cloruro de litio LiCl

d) Bromuro de hidrógeno HBr

e) Fluoruro de sodio NaF

f) Óxido de berilio BeO
g) Bromuro de potasio KBr

Actividad

• Escribir la estructura de puntos de Lewis para las siguientes

moléculas:

Bromuro de hidrógeno HBr

Propeno o propileno CH2 – CH – CH3

Monóxido de carbono CO
Tetracloruro de carbono CCl 4

Respuestas actividad 1

a) Iónico
b) Covalente apolar
c) Iónico
d) Covalente polar
e) Iónico
f) Iónico
g) Iónico.

Enlace por puente de hidrógeno

• En la molécula de agua, no todos los electrones de valencia

del oxígeno forman enlaces covalentes. Esto hace que exista
una atracción entre los electrones no enlazantes del átomo de
oxígeno de una molécula de agua y los átomos de hidrógeno
de otras moléculas de agua.

δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+

O H O H O H
HH H

Enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua

ENLACE DE HIDRÓGENO

•Los enlaces por puente de hidrógeno son fuerzas intermoleculares
débiles en comparación con los enlaces iónicos y covalentes.

•Se produce entre átomos de hidrógeno y pequeños átomos muy
electronegativos como oxígeno, flúor o nitrógeno. El puente de
hidrógeno es en realidad una atracción dipolo-dipolo entre
moléculas polares.

• Los enlaces por puente de hidrógeno influyen en las propiedades
de las substancias. En el caso de la molécula de agua, esas fuerzas
intermoleculares determinan que sus puntos de fusión y ebullición,
calor de fusión y de vaporización sean altos. A medida que el agua
se calienta y absorbe energía, los puentes de hidrógeno se rompen
hasta que a 100 °C el agua se separa formando moléculas
individuales que pasan al estado gaseoso.

Enlace por puente de hidrógeno

•El azufre y demás elementos del
grupo del oxígeno son menos
electronegativos

y

sus

compuestos con hidrógeno no se
comportan como el agua. El
sulfuro de hidrógeno H2S es
gaseoso a temperatura ambiente
debido a la falta de puentes de
hidrógeno.

El punto de ebullición del agua
es alto debido a los puentes de
hidrógeno entre sus moléculas

Enlace por puente de hidrógeno

• En

el

DNA,

ácido

desoxirribonucleico,
responsable

de

la

transferencia

de

información

genética,

existen

puentes

de

hidrógeno entre las bases
nitrogenadas: adenina con
timina

y

citosina

con

guanina.

Puentes de hidrógeno en el DNA

ENLACE METÁLICO

• Se requiere otro tipo de enlace químico que explique la

estructura y propiedades de sólidos metálicos.

• Los metales se distinguen por ser buenos conductores de la

corriente eléctrica. Para ello, los electrones deben moverse
libremente a través de la estructura del sólido metálico.

• Los electrones que pierden los átomos metálicos de sus capas

externas moverse con libertad a través de la estructura del
sólido metálico.

• El enlace metálico se describe como iones positivos unidos

por un “mar de electrones”.

Enlace metálico

•El enlace metálico consiste de
iones positivos unidos por un
mar de electrones.

•Los electrones móviles de los
metales también explica la
maleabilidad y ductilidad. Un
metal puede ser martillado,
enrollado, estirado y trabajado
mecánicamente sin destruir
su integridad. Si el metal se
somete a una tensión, puede
deformarse por el movimiento
de iones a nuevas posiciones.

+ + +

+ - + - + -
- - -

+ + +
+ - + - + -
- - -
+ + +
+ - + - + -
- - -

Fuerzas intermoleculares

•Son fuerzas que aunque no son verdaderos enlaces, interaccionan
entre una y otra molécula, produciendo una fuerza de atracción
entre ellas. Esas fuerzas intermoleculares son: puente de hidrógeno
y fuerzas de Van der Waals.

•Fuerzas de Van der Waals son fuerzas de naturaleza electrostática
que se producen como consecuencia de la atracción entre centros
de carga eléctrica opuesta, próximos entre sí. Se llaman así en
honor al físico holandés Johannes van der Waals, quien en 1873
introdujo sus efectos en las ecuaciones de estado de un gas.

•En moléculas no polares pueden aparecer dipolos inducidos al
aproximarse unas con otras, por la acción de un agente externo
como la temperatura, por eso también aparecen fuerzas de Van der
Waals.

Fuerzas de Van der Waals

•La molécula de gas helio es no
polar. Al disminuir la temperatura,
el movimiento de las moléculas
(energía cinética) disminuye y la
distancia entre ellas es menor.
Cuando se acercan se produce una
repulsión

debido

a

la

nube

electrónica por lo que se origina un
dipolo instantáneo, el cual induce,
a su vez, a otra molécula a formar
un dipolo. Con ello se produce una
atracción

electrostática

entre

ambas (fuerza de Van der Waals). El
proceso puede explicar la licuación
y solidificación de los gases.

Bibliografía

Fundamentos de Química:
Hein, Morris. Arena, Susan.
Thomson Learning
1993

Química básica
Miller, Glenn.
Editorial Harla
1978

Fundamentos de Química General
Garzón G, Guillermo.
McGraw-Hill
1993