UNIDAD 2: EL ENLACE QUÍMICO

1. El enlace químico
Los átomos que forman los distintos elementos no se encuentran aislados
en la naturaleza si no que se encuentran unidos entre sí formando
sustancias simples, o con otros átomos, formando compuestos. El enlace
químico es la fuerza de atracción que mantiene unido a los átomos. Sólo
los átomos de unos pocos elementos se encuentran en la naturaleza de
forma aislada, sin unirse a otros, son los correspondientes a los gases
nobles, encentrándose estos en forma atómica, sin unirse a otros átomos.
Cuando los átomos se unen lo hacen porque de esta forma consiguen una
mayor estabilidad, presentando menos energía que si estuviesen
separados, al mismo tiempo consiguen configuraciones electrónicas más
estables, 8 e- en su última capa. Esto es lo que se conoce como regla del
octeto: los átomos de los diferentes elementos tienden a unirse a otros
elementos para conseguir ocho electrones en su última capa y así alcanzar
una mayor estabilidad. Existen tres formas de enlace: iónico, covalente y
metálico, que intentan explicar cómo se unen los átomos.

2. Enlace Iónico
2.1 Enlace iónico
Se da entre elementos muy electronegativos (no metales) que tienen
tendencia a ganar electrones y elementos muy pocos electronegativos
(metales) que tienen tendencia a perderlos. El metal cede electrones al no
metal y de esta forma ambos consiguen configuración electrónica de gas
noble. El primero se carga positivamente y el segundo negativamente.
Como ambos iones tienen carga distinta se atraen electrostáticamente,
formándose de esta forma el enlace iónico. Realmente los cationes atraen
a su alrededor a los aniones, y estos, a su vez, a los cationes, y así
sucesivamente. Se forma un conglomerado de cationes y aniones
perfectamente ordenados denominados red cristalina o cristal iónico, con
millones y millones de cationes y aniones totalmente ordenados. Su forma
química sólo indica la proporción en la que se encuentran los elementos,
2.2 Propiedades
Las propiedades de los compuestos iónicos se explican por la presencia de
iones unidos por intensas fuerzas electrostáticas y ordenados en una rígida
red cristalina:
• Son sólidos a temperatura ambiente y funden a temperaturas elevadas.
La causa es la gran inmensidad de las fuerzas de atracción entre iones.
• Son duros, difíciles de rayar, también por las elevadas fuerzas de
atracción entre iones.
• Son frágiles, a causa de la disposición alternada los iones de signo
opuesto en la red cristalina. La aplicación de una fuerza sobre un cristal
iónico produce el desplazamiento de una capa de iones sobre otra,
poniéndose en contacto iones del mismo signo. De este modo se produce
una repulsión electrostática que rompe el cristal.
- No conducen la electricidad al no ser que estén fundidas, o disueltas en
agua cuando sus iones quedan libres y pueden conducir la corriente
eléctrica.
- Su solubilidad en agua es variable, cuando se disuelve en ella se disocian
en iones. No son solubles en disolventes orgánicos.

3. Enlace metálico
3.1 Enlace metálico
Se da entre átomos del mismo elemento metálico. Como estos átomos
tienen tendencia a perder electrones, lo que se forma es una red de
millones y millones de cationes metálicos perfectamente ordenados y entre
sus huecos circula todos los electrones compartidos. Esta red o cristal
metálico está formada por millones de átomos que ceden 1 o varios
electrones para compartir, y por millones de electrones compartidos que
se mueven con cierta facilidad entre los átomos del metal formando una
especie de nube electrónica que estabiliza la estructura. Estos electrones
no son de un átomo en particular, si no que se comparten entre todos ellos.
Esto explica que los metales sean muy buenos conductores del calor y la
electricidad.

3.2 Propiedades
Las propiedades más características de los metales se explican por tener
una red cristalina dentro de la cual hay una nube de electrones libres:
• La mayoría de los metales son sólidos o líquidos densos, con puntos de
fusión y ebullición elevados, salvo el mercurio que es líquido. Los átomos
quedan con carga positiva y se repelen entre sí, pero la nube de electrones
reduce la repulsión y, así, los átomos se pueden mantener muy próximos.
• Con los metales se pueden hacer hilos (ductilidad) o láminas
(maleabilidad). Esa capacidad de deformación se debe a que la aplicación
de una fuerza sobre el metal solo causa el deslizamiento de las capas de
átomos sin que afecte a la nube electrónica.
• Son insolubles en cualquier disolvente usual (agua, acetona...) porque los
átomos que forman el cristal metálico están unidos muy fuertemente.
 • Son muy buenos conductores eléctricos y térmicos porque tienen
electrones que pueden desplazarse libremente dentro del metal.
• El brillo metálico se debe a la nube de electrones, suelen tener brillo
plateado.
• Son duros y tenaces, debido a la fortaleza del enlace metálico.

4. Enlace Covalente
Se da entre elementos que son muy electronegativos (no metales), es
decir, elementos que tienen tendencia a ganar electrones. Como ambos
elementos tienen tendencia a ganar electrones y a no perderlos, lo que
hacen para conseguir estabilizarse es compartir electrones. Existen dos
tipos de enlace covalente
4.1 Moléculas
Este grupo de compuestos están formados por átomos (unidos entre sí por
enlaces covalentes) que forman moléculas (unidas entre sí por un tipo de
interacción llamadas fuerzas intermoleculares).
Este enlace covalente puede explicarse mediante estructuras de Lewis,
que es la representación de cómo se enlazan los electrones de valencia de
cada átomo para formar finalmente un conjunto en el que cada uno de ellos
cumpla la regla del octeto.
Lewis
- El átomo central será el menos electronegativo.
- Fórmula: Ec = E necesarios – E disponibles
- Excepciones:
Hipovalencia: incumplimiento de la regla del octeto por defecto
Hipervalencia: Incumplimiento de la regla del octeto por exceso
Dativo o coordinado: enlace covalente en el cual, el par de electrones
compartidos ha sido proporcionado por uno solo de los átomos
implicados.
Resonancia: Cuando una especie química puede ser representada por
dos o más estructuras equivalentes, la estructura correcta es una
combinación de ellas (híbrido).
Las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas se caracterizan por
ser débiles, a diferencia del enlace covalente que requiere bastante energía
para romperlo. Las podemos clasificar así:
Fuerzas de Van der Walls:
- Tipo Dispersion o London, Se encuentran presentes en todas las
moléculas y son las únicas que pueden existir en las
moléculas apolares. En un momento dado, una molécula puede sufrir una
asimetría en su distribución de carga originándose un dipolo instantáneo, el
cual puede actuar sobre otra molécula vecina creando en ella un dipolo
inducido. Estas fuerzas crecen cuanto mayor es el tamaño de la molécula.
- Tipo Dipolo-Dipolo, Se dan en moléculas polares, por lo que a las
fuerzas de dispersión (siempre presentes) se les añade este nuevo tipo de
fuerza debido a la propia polaridad de las moléculas (dipolos permanentes).
Estas fuerzas crecen cuanto más polar sea la molécula.
Enlace de Hidrógeno: Es un caso extremo de interacción dipolar (este enlace
tiene una fuerza intermedia entre el enlace de Van der Waals y el enlace
covalente). Se forma solo con Átomos pequeños y electronegativos con pares
de electrones solitarios (sólo el F, O y N) unidos a átomos de hidrógeno
Polaridad del enlace
La polaridad de un enlace viene determinada por la diferencia de
electronegatividad existente entre los elementos que lo forman, de manera
que si los átomos que se unen tienen electronegatividades muy similares el
enlace es apolar, mientras que si existe una apreciable diferencia de
electronegatividad, se dice que el enlace es polar debido a que los electrones
no se comparten de forma equilibrada y se crean excesos y defectos de carga
negativa, es decir dipolos eléctricos.
La polaridad del enlace se mide por medio de una magnitud física llamada
momento dipolar (μ).
Polaridad de las moléculas
Una molécula diatómica es polar siempre que su enlace covalente lo sea.
En el caso de moléculas triatómicas y superiores la presencia de enlaces
polares no garantiza que la molécula en conjunto lo sea.
Para estudiar la polaridad de las moléculas debemos:
1) Dibujar la geometría de la molécula.
2) Dibujar los momentos dipolares individuales de los enlaces. Si la suma
es 0, la molécula es apolar, de lo contrario es polar.
Geometria TRPCEV (Teoria de repulsión de pares de electrones de las capas
de valencia)
- AB2 - Lineal
- AB3 – Triangular plana
- AB4 - Tetraedrica
- AB5 – Bipiramidal triangular
- AB6 - Octaedrica
-AB2E2 - Angular
- AB3E – Piramidal triangular
Propiedades de los compuestos covalentes moleculares:
• Tienen punto de fusión y ebullición bajos, por eso suelen estar en estado
gaseoso o líquido, aunque también pueden estar en estado sólido, si bien,
estos suelen ser frágiles, blandos y poco densos.
• Pueden disolverse en disolventes orgánicos, aunque el agua y sustancias
como los alcoholes se disuelven en disolventes no orgánicos. Esa facilidad
para disolverse se debe a que, al estar formadas por moléculas, estas se
dispersan fácilmente en el disolvente ya sea orgánico o inorgánico.
• No conducen la electricidad porque los electrones compartidos en los
enlaces covalentes están fuertemente sujetos y no pueden desplazarse. (el
agua es covalente y conduce la electricidad por las sales minerales que tiene
disueltas).

4.2 Solidos covalentes reticulares

En este segundo grupo de sustancias covalentes, al que pertenecen las dos
formas cristalinas del carbono puro (grafito y diamante), y el sílice (SiO2)
no hay moléculas.
Presentan propiedades correspondientes a un cristal covalente, una
estructura gigante de átomos, unidos entre sí mediante fuertes enlaces
covalentes

• Son sólidos densos y muy duros (el diamante es la sustancia natural más
dura que se conoce). Esto se explica porque para arrancar un pequeño
fragmento es necesario romper un gran número de enlaces.
• Por esa misma razón, tienen temperaturas de fusión muy altas.
• Son insolubles en cualquier disolvente porque no están formadas por
moléculas que se puedan dispersar en el disolvente, como era el caso de
las sustancias moleculares.
• No conducen la electricidad (excepto el grafito) porque no tienen
electrones que se puedan mover libremente.