1. ELEMENTOS Y COMPUESTOS
 Se conocen alrededor de 118 elementos químicos
 90 son sustancias que existen en la naturaleza
 El resto han sido sintetizados artificialmente en laboratorio
 INESTABLES
 La mayor parte de los 90 se combina fácilmente formando
compuestos químicos
 ORGÁNICOS  constituyentes principales: C, H
 INORGÁNICOS  formados por el resto de elementos
1. ELEMENTOS Y COMPUESTOS
2. EL ENLACE QUÍMICO
 LOS ÁTOMOS SE UNEN FORMANDO:
 Agrupaciones con un número determinado de átomos 
MOLÉCULAS
 Estructuras gigantes 
CRISTALES O REDES CRISTALINAS
 La fuerza de atracción que los mantiene unidos recibe el
nombre de ENLACE QUÍMICO:
 Tiene naturaleza eléctrica
 Resulta de las fuerzas de atracción y repulsión que se
producen entre núcleos y cortezas
2. EL ENLACE QUÍMICO
 La posición final de los átomos en el enlace se conoce como
distancia de enlace
 Se caracteriza porque es el punto donde la energía es
mínima
2. EL ENLACE QUÍMICO
 Los elementos forman compuestos con bastante facilidad a
excepción de los gases nobles
 La falta de reactividad de los gases nobles se asocia a su
configuración electrónica (ns2np6)
 LEWIS PLANTEÓ LA “REGLA DEL OCTETO”:
 “Los
elementos se unen para conseguir
configuración de gas noble en su capa de valencia”
 Para ello, se transfieren o comparten electrones
una
3. EL ENLACE IÓNICO
 Unión de un METAL y un NO METAL
 METAL = ELEMENTO ELECTROPOSITIVO
 Necesita perder electrones para conseguir una configuración
electrónica más estable
 NO METAL = ELEMENTO ELECTRONEGATIVO
 Necesita ganar electrones para conseguir una configuración
electrónica más estable
 EL QUE PIERDE ELECTRONES SE CONVIERTE EN CATIÓN
 EL QUE GANA ELECTRONES SE CONVIERTE EN ANIÓN
 SE PRODUCE ENTRE ELLOS UNA UNIÓN POR ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA
3. EL ENLACE IÓNICO
Empaquetamiento de los iones depende de:
-CARGA DE LOS IONES (Limita proporción cationes-aniones)
-TAMAÑO DE LOS IONES (Limita el número de iones de signo
opuesto de los que se puede rodear cada ión)
3. EL ENLACE IÓNICO
NÚMERO DE COORDINACIÓN:
Número de iones de signo opuesto que rodean a cada
tipo de ión constituyente de un cristal
NaCl : número de coordinación = 6
3. EL ENLACE IÓNICO
 Cationes y aniones se mantienen unidos por fuerzas
electrostáticas
 Cada ion se rodea de iones de signo contrario
 Se ordenan en el espacio dando lugar a una red tridimensional
que se llama CRISTAL IÓNICO
 Como el compuesto es globalmente NEUTRO
 Habrá tantos iones positivos como negativos
 La fórmula empírica nos indica la proporción en que se
combinan los átomos
3. EL ENLACE IÓNICO
 Propiedades de las sustancias iónicas se explican
teniendo en cuenta que :
 Los iones están unidos por fuerzas ELECTROSTÁTICAS
 Esas fuerzas actúan por igual en cualquier dirección :
ENLACE NO DIRIGIDO
3. EL ENLACE IÓNICO.PROPIEDADES
 TEMPERATURA DE FUSIÓN ELEVADA
 Debida a la gran intensidad de las fuerzas de atracción
electrostática
 A mayor carga eléctrica y menor tamaño del ión (mayor
densidad de carga), mayor será la temperatura de fusión
 FRAGILIDAD
 Al aplicar una fuerza, se produce un desplazamiento de una
capa de iones sobre otra, poniéndose en contacto iones del
mismo signo, lo que provoca la rotura del cristal
3. EL ENLACE IÓNICO.PROPIEDADES
 SOLUBILIDAD VARIABLE
 Si son solubles, se disuelven formando iones
 Los iones conducen la electricidad
 CONDUCTORES
 No conducen en estado sólido
 Sí conducen fundidos o en disolución
 Cargas eléctricas libres  permite su movimiento
4. EL ENLACE COVALENTE
 Se produce entre átomos de ELECTRONEGATIVIDAD
IGUAL O SIMILAR
 MODELO DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE:
 Se forma cuando los átomos comparten entre ellos dos o más
pares de electrones de valencia
 EJEMPLO: ENLACE DEL CLORO


Dos átomos de cloro aportan cada uno un electrón, compartiendo el
par y formando la molécula Cl2
Ambos consiguen la estructura estable  un par de electrones está
compartido pero el resto no
4. EL ENLACE COVALENTE
 TIPOS DE ENLACE COVALENTE
 SIMPLE O SENCILLO Los átomos comparten un único par
de electrones
 DOBLE  Comparten dos pares de electrones
 TRIPLE  Comparten tres pares de electrones
4. EL ENLACE COVALENTE
 ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
 El par de electrones compartido entre los átomos es aportado
sólo por uno de ellos
 EJEMPLO: IÓN OXONIO (H3O+)  El átomo de oxígeno de
la molécula de agua es el que aporta el par de electrones para
establecer el enlace

+
H
4. EL ENLACE COVALENTE
 ESTRUCTURAS DE LEWIS
 Representaciones
simplificadas de la configuración
electrónica de un elemento
 Consisten en dibujar alrededor del símbolo del elemento el
número de electrones de valencia


Mediante puntos: si es un electrón
Mediante guiones: 2 electrones
4. EL ENLACE COVALENTE
 ESTRUCTURAS DE LEWIS
 PASOS:
 Contar los electrones de valencia de todos los átomos de la
molécula
 Escribir la estructura de la molécula, uniendo los átomos
mediante enlaces simples:
Los átomos de hidrógeno están situados en los Extremos
 Los átomos de carbono suelen formar cadenas largas
 Suele haber un átomo de un tipo y varios de otro
 El primero ocupa la posición central y el resto suelen guardar
cierta simetría

4. EL ENLACE COVALENTE
 ESTRUCTURAS DE LEWIS
 SE DISTRIBUYE EL RESTO DE ELECTRONES COMO PARES
DE ELECTRONES NO COMPARTIDOS

Se añade el resto de electrones intentando completar el octeto de los
átomos de los extremos y después el octeto del átomo central
 SE
DESPLAZAN
PARES
DE
ELECTRONES
NO
COMPARTIDOS PARA FORMAR ENLACES MÚLTIPLES
(DOBLES Y TRIPLES)
4. EL ENLACE COVALENTE
 GEOMETRÍA MOLECULAR  Modelo de repulsión entre
los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV)
 Supone que los pares de electrones que rodean a los átomos se
repelen entre sí, por lo que tienden a mantenerse lo más
alejados posible
 Esto determina una DISPOSICIÓN ESPACIAL
4. EL ENLACE COVALENTE
4. EL ENLACE COVALENTE
4. EL ENLACE COVALENTE
4. EL ENLACE COVALENTE
 POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE La nube de
electrones se puede desplazar en función de los átomos
enlazados:
 ENLACE COVALENTE APOLAR  Formado entre dos
átomos iguales (la nube de electrones está distribuida de
forma simétrica entre los dos átomos)
 ENLACE COVALENTE POLAR  Formado entre átomos
distintos (el que tenga mayor electronegatividad desplaza
hacia sí la nube de electrones: se produce un dipolo eléctrico)
4. EL ENLACE COVALENTE
 MOLÉCULAS POLARES Y APOLARES
 MOLÉCULA APOLAR 
La nube de electrones está distribuida de forma simétrica entre
los dos átomos
 MOLÉCULA POLAR 
Desplazamiento de la nube de electrones
4. EL ENLACE COVALENTE
 FUERZAS INTERMOLECULARES
 Fuerzas de atracción entre moléculas
 Son de naturaleza electrostática
 Son débiles en comparación con las intramoleculares
 Se clasifican principalmente en:


Fuerzas de Van der Waals
Enlace por puente de hidrógeno
4. EL ENLACE COVALENTE
 FUERZAS DE VAN DER WAALS
 Fuerzas de atracción electrostática entre un extremo
negativo y uno positivo de dos moléculas diferentes.
Clasificación:


Fuerzas de dispersión: producidas por dipolos instantáneos
formados en una molécula apolar por un desplazamiento casual
de la nube de electrones  induce otro dipolo en otra molécula 
intensidad depende del tamaño de la molécula
Fuerzas de orientación: entre moléculas polares, que tienen
dipolos permanentes y la atracción es entre extremos positivo y
negativo de dos moléculas diferentes
4. EL ENLACE COVALENTE
 ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
 Fuerzas de atracción intermolecular de mayor intensidad que
las de Van der Waals
 Se produce entre moléculas con átomos de hidrógeno unidos a
elementos muy electronegativos (F, O ó N)
 Estos elementos atraen el par de electrones y el enlace queda
polarizado
 El átomo de hidrógeno queda con una carga positiva y puede
ser atraído por el extremo negativo de otra molécula
4. EL ENLACE COVALENTE
 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES:
 MUY DIVERSAS. EJEMPLOS:


NITRÓGENO: Comparte tres pares de electrones con otro nitrógeno
para ser estable (N2)
 Molécula pequeña y apolar
 Fuerzas de atracción débiles
 Es un gas con P.F. Y P.E. Bajos
CARBONO: Comparte cuatro pares de electrones
 Forma una estructura gigante denominada cristal covalente atómico
4. EL ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES
 SUSTANCIAS MOLECULARES:




Formadas por moléculas que se unen entre sí mediante fuerzas
intermoleculares (la debilidad de estas fuerzas determina las
propiedades)
Baja densidad, suelen ser gases, o líquidos volátiles o sólidos
con bajo punto de fusión (enlaces intermoleculares se rompen
fácilmente)
Solubilidad depende de las fuerzas intermoleculares que se
establezcan entre las moléculas de disolvente y soluto: moléculas
polares solubles en sustancias polares
Malas conductoras  electrones compartidos en los enlaces
covalentes están fuertemente unidos
4. EL ENLACE COVALENTE. PROPIEDADES
 SUSTANCIAS ATÓMICAS:





Átomos unidos mediante enlaces covalentes formando redes
cristalinas
Las propiedades son las correspondientes a una estructura gigante de
átomos, unidos entre sí mediante enlaces covalentes (muy fuertes)
Sólidos densos, duros y con alto punto de fusión
Insolubles en cualquier disolvente (no están formados por
moléculas que puedan dispersarse)
Malas conductoras de la electricidad (no disponen de electrones
libres)  excepción: grafito: utiliza tres electrones para unirse con
tres carbonos en cada capa y el cuarto electrón lo utiliza para
mantener unidas las capas
5. EL ENLACE METÁLICO
 METALES: Carácter electropositivo
 Los electrones liberados por los átomos de un metal forman
una nube de electrones que se mueve libremente entre los
átomos (que han perdido electrones, por lo que se han
transformado en cationes)  así, los átomos del metal
quedan enlazados formando un cristal metálico
 Los cristales metálicos suelen ser muy compactos: números de
coordinación elevados
5. EL ENLACE METÁLICO
 Las redes cristalinas formadas por los metales son:



CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO: N.C. = 8
(Na, K, Cr, Mn, Fe…)
CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS: N.C. = 12
(Al, Cu, Pb, Ag, Ni…)
HEXAGONAL COMPACTA: N.C. = 12 74%vol
(Cd, Mg, Ti, Zn, Ir…)
68%vol
74%vol
5. EL ENLACE METÁLICO
 Propiedades







Brillo metálico
Sólidos o líquidos densos
Dúctiles(hilos) Maleables (láminas). Por el enlace no dirigido.
Aleaciones endurecen los metales. Mezcla de átomos impide el
deslizamiento de las capas de átomos metálicos.
Insolubles en cualquier disolvente. A veces forman amalgamas,
disoluciones en otros metales
Algunos metales como alcalinos y alcalinotérreos reaccionan
con agua de forma exotérmica.
Conductores eléctricos y térmicos
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TEMA 13. EL ENLACE QUÍMICO