1 - Enlace químico

1 - Enlace químico
En la naturaleza, la mayor parte de los átomos no aparecen
aislados, sino unidos, originando moléculas o estructuras gigantes.
Únicamente los gases nobles están formados por átomos aislados,
debido a que no poseen, como los demás elementos de la tabla
periódica, tendencia a unirse
Se denomina enlace químico a las fuerzas que mantienen unidos a
los átomos, iones o moléculas en estado sólido, liquido o gaseoso

Estas fuerzas son siempre de naturaleza eléctrica y se
establecen con el fin de alcanzar un mínimo de energía
potencial del sistema. Cuanto menor sea la energía potencial
del sistema mayor será su estabilidad.
En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración
electrónica del nivel más externo de los átomos, llamado
también nivel de valencia. De esta configuración depende,
además, el tipo de enlace que forman.

R e g l a d e l
o c t e t o
Los átomos de los diferentes elementos se unen con el fin de ser más
estables, lo que, en Química, significa alcanzar la configuración
electrónica en su capa de valencia de los gases nobles (con 8 electrones,
excepto el helio que tiene 2).
En general, cuando se
unen dos elementos
tienden a alcanzar
ambos la estructura de
gas noble
bien por captación o cesión
de electrones
bien compartiendo uno o
varios pares de electrones
enlace
iónico
enlace
covalente

Clasificación del enlace químico:
INTERATÓMICO
Enlace iónico
Enlace covalente
Enlace metálico
INTERMOLECULAR
Fuerzas de Van der
Waals
Enlaces por puentes
de Hidrógeno
Caracterizado por la fuerza atractiva entre iones de
signo opuesto
Supone una compartición de electrones entre los
átomos enlazados
Propio de los metales y aleaciones y caracterizado por
la gran movilidad que poseen algunos electrones
Sirve de unión entre moléculas que presentan
asimetría eléctrica
Sirve de unión entre moléculas que contienen
hidrógeno y átomos de pequeño tamaño y elevada
electronegatividad

Muchos
átomos
Muchos
iones
Enlace
iónico
Muchos
átomos
Enlace
covalente
Muchos
átomos
Mar de
e _
Enlace
metálico

2 - Enlace iónico
Se denomina enlace iónico a la fuerza de atracción electrostática que
mantiene unidos a iones de carga opuesta. Estos iones se forman por
transferencia de electrones entre átomos de elementos de muy distinta
electronegatividad.
Ahora bien, no existe un enlace iónico puro
100%. Lo que quiere decir, que no hay una
transferencia total de electrones, habiendo
siempre una compartición mas o menos grande
de los electrones.

No obstante, se considera como
enlace iónico puro
al formado por los halógenos y el oxígeno con los
metales alcalinos y alcalino-térreos; elementos
entre los que hay una elevada diferencia de electronegatividad

No obstante, se considera como
enlace
predominantemente
iónico
al formado por los metales alcalinos y alcalino-
térreos con cualquier otro elemento del grupo de
los anfígenos, diferente al oxígeno; así como los óxidos, sulfuros y haluros
- 2-
de los metales de transición. Los oxoaniones voluminosos: ClO3 , CO3 ,
SO 4 2- , etc, forman sales iónicas con numerosos cationes metálicos y con el
ion amonio, NH 4 + , como el Na + NO3 - , NH4 + Cl - .

Cuando un elemento metálico (electropositivo) como el sodio, se encuentra
en las proximidades de uno no metálico (electronegativo) como el Cl, se
transforma en catión (ion de carga positiva, Na + ) entregando su electrón
de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa, Cl - ).
Este intercambio de electrones se
refleja en la diferencia de tamaño
entre los átomos antes y después del
enlace. Los cationes y aniones se
organizan formando una red
cristalina, de modo que las fuerzas
atractivas entre los iones de carga
opuesta sean máximas y las
repulsiones, entre iones de la misma
carga sean mínimas.

2.1 Cristales iónicos
Los compuestos iónicos se encuentran en la naturaleza en estado sólido
en forma de cristales, en donde cada ion se rodea del máximo número
posible de iones de signo contrario (índice de coordinación),
estableciéndose entre ellos elevadas fuerzas de atracción electrostática
(no direccionales) que suponen un desprendimiento de energía y la
Índice de coordinación
estabilidad del sistema.
es el número de iones de un signo que rodea
a un ion de signo opuesto.
Cloruro de sodio

La geometría de la red vienen determinada por dos factores: el
tamaño de los iones y la neutralidad global del cristal.
Vamos a ver
dos ejemplos
Red cúbica centrada en el cuerpo.
Red cúbica centrada en las caras

Red Redcúbica cúbica centrada en en las las caras
caras. Por ejemplo, la red del NaCl.
Alrededor del ion Cl - hay espacio para 12 iones Na + , pero alrededor del ion
Na + solo pueden situarse 6 iones Cl - . Como la red debe ser neutra, el
número de iones Na + y Cl - ha de ser el mismo. Así, se formara una
estructura cuya fórmula debiera ser Na 6Cl 6 y que por simplicidad se
escribe NaCl (estequiometria 1:1, el número de iones positivos es idéntico
al de iones negativos). El índice de coordinación de cada ion es 6.

Red cúbica centrada centrada en el elcuerpo. cuerpo. Por
ejemplo, la red del cloruro de cesio, donde
el ion Cs + al ser más grande que el ion Na +
puede rodearse de 8 iones Cl - , así que, su
índice de coordinación es de 8.

Los compuestos iónicos no están constituidos por moléculas, sino por
iones dispuestos ordenadamente; en realidad cada cristal aislado puede
considerarse como una macromolécula. La fórmula no nos indica la
cantidad de átomos sino la proporción de iones que forman la red.
Na + Cl - ; Zn 2+ S 2-
Be2+ Cl
-
2 ; Mg2+ -
F2
el número de iones
negativos es el mismo
que de iones positivos.
el número de iones
negativos es el doble
que de iones positivos.
Ej. 1

2.2 Energía de red. Ciclo de Born-Haber.
La energía red ( H U) es la energía necesaria para separar completamente
un mol de un compuesto iónico en sus iones en estado gaseoso.

No es posible medir la energía de red directamente, pero sí se puede
calcular de forma indirecta (aplicando la Ley de Hess) mediante el ciclo
de Born-haber.
La energía reticular tiene la
misma magnitud pero signo
contrario
H U= - H 5
H formación = H sublimación + H disociación + H EI + H AE + H 5

La energía de red depende principalmente de tres factores:
• Las cargas de los iones (z 1 y z 2)
• El radio de los iones (r + + r –)
• La estructura del cristal
Cargas z 1 · z 2
Radio r
La carga es el factor
fundamental, en caso
de que coincida la
carga nos fijaremos en
Energía reticular
H U
el tamaño (radio).

Ordena de menor a mayor energía reticular la serie LiF, NaF,
KF, RbF y CsF.
Estos compuestos iónicos tiene la misma carga, por tanto, nos
fijaremos en el tamaño de los iones: a menor tamaño, mayor energía
de red.
Energía reticular: CsF < RbF < KF < NaF < LiF

Ordena de menor a mayor energía reticular la serie MgCl 2, Na 2O, MgO
y NaCl
La carga de los iones es diferente
MgCl 2: Posee un catión con dos cargas (Mg 2+ ) y anión con una carga (Cl - ).
Na 2O: Posee un anión con dos cargas (O 2- ) y anión con una carga (Na + ).
MgO: Hay una interacción entre dos especies con doble carga (Mg 2+ y O 2- ).
NaCl: Hay una interacción entre dos especies con una carga (Na + y Cl - ).
Las atracciones entre dos especies con carga doble (MgO) es más grande
que entre iones con una carga y con dos cargas (Na 2O y MgCl 2), y mucho más
fuertes que la atracción entre iones de una sola carga (NaCl).
Energía reticular: NaCl < MgCl 2 < Na 2O < MgO
Al tener la misma carga
nos fijamos en el tamaño

2.3 Propiedades de los compuestos iónicos.
Dureza (dificultad de un cuerpo a ser rayado)
La dureza de las sustancias iónicas es bastante grande, ya que para
rayarlas hay que romper un cierto número de enlaces que, como hemos
visto, son de tipo electrostático, es decir fuertes.
Puntos de fusión y ebullición
Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente,
con puntos de fusión elevados, ya que se necesita cantidades
considerables de energía térmica para vencer las intensas fuerzas
electrostáticas que mantienen unidos a los iones del cristal.

Conductividad
eléctrica
Los compuestos iónicos en estado
sólido no son conductores de la
corriente eléctrica ya que la conductividad eléctrica es un
fenómeno asociado a la movilidad iónica y en las redes
cristalinas los iones están fijos. Sin embargo, los
compuestos iónicos fundidos o disueltos son excelentes
conductores al poder desplazarse los iones con libertad en
el fundido o en la disolución.

Solubilidad
Los compuestos iónicos
se disuelven en
disolventes polares como el agua, ya
que las moléculas del disolvente polar
rodean a los iones de la red
produciendo interacciones de tipo
electroestático lo suficientemente
fuertes como para separarlos del
cristal produciendo su
desmoronamiento y, por tanto, su
disolución.
polaridad del disolvente atracción entre iones Solubilidad

Fragilidad
Los cristales iónicos son frágiles, es decir, se rompen
cuando se ejerce sobre ellos una fuerza moderada. Cuando
se golpea un cristal, se produce un desplazamiento de una capa de iones
sobre otra, con lo que los iones del mismo signo se aproximan originando
fuerzas de repulsión electrostáticas que originan la rotura del cristal.

Variación de algunas de las propiedades:
La energía reticular sirve para estudiar la variación de algunas de las
propiedades de los cristales iónicos, ya que, cuanto mayor sea la H U, más
fuertemente están unidos los iones, mayor es la estabilidad del cristal y
Cargas z 1 · z 2
Radio r
más energía hay que comunicarles para separarlos.
H U = fuerza de atracción entre los iones = estabilidad
Energía reticular Propiedades
H U
Puntos de fusión y
ebullición y dureza.
solubilidad

3 - Enlace covalente.
El enlace covalente se produce al unirse elementos no metálicos entre sí o
con el hidrógeno, es decir, entre átomos de electronegatividades
semejantes y altas, que como sabes están situados a la derecha del
Sistema Periódico.
Este enlace se debe esencialmente a la compartición de electrones entre
los distintos átomos.
Las fuerzas en el enlace covalente son también de naturaleza eléctrica,
produciéndose entre los electrones compartidos y los núcleos de los
átomos enlazados. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es
direccional, así como más fuerte.

Para representar las moléculas utilizamos las estructuras de Lewis. En
este tipo de representación cada átomo se indica con su símbolo rodeado
de unos puntos o aspas que representan los electrones del último nivel o
con rayas que representan pares de electrones.
Ejemplos

Reglas para la representación de las estructuras de Lewis
1. Determina los electrones disponibles en la capa externa de cada uno
de los átomos de la molécula.
2. Calcula el número total de electrones que caben en la capa de valencia
de todos los átomos de la molécula.
3. Calculamos el número de electrones compartidos restando la
capacidad total de electrones menos los disponibles.
4. Averiguamos el número de enlaces dividiendo el resultado anterior
entre dos.
5. Colocamos los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible.
El átomo central es el de menos electrones de valencia. En el caso
de que haya varios átomos con el mismo número de electrones de
valencia, se toma como átomo central el de mayor tamaño, o sea el
de mayor Z.
6. Distribuimos los enlaces uniendo los átomos y completamos el octeto
de todos los átomos con pares de electrones no compartidos.

Vamos a representar la estructura de Lewis para el
cianuro de hidrógeno, HCN:
1.- Electrones disponibles en la capa de valencia
H 1 e - C 4 e - N 5 e -
1 + 4 + 5 = 10.
2.- Electrones que caben en la capa de valencia = 2 + 8 + 8 = 18.
3.- Electrones compartidos = 18 – 10 = 8.
4.- Número de enlaces =
5.- El átomo central será el C, por tener menos electrones de valencia que el
N. El hidrógeno nunca es el átomo central.
8
2
4
H C N

6.- Distribuimos los enlaces (4) uniendo los átomos
H – C N
y completamos el octeto de todos los átomos con pares de electrones no
compartidos.
H – C N
En algunas moléculas puede darse la situación de que los dos electrones con
que se forma el enlace sean aportados por el mismo átomo; en este caso se
denomina enlace covalente coordinado o dativo, en este caso el enlace no se
representa con una raya, sino con una flecha que sale del átomo dador.

Ejemplo H 2 SO 3
1.- Electrones disponibles en la capa de valencia
H 1 e - S 6 e - O 6 e -
2 · 1 + 1 · 6 + 3 · 6 = 26.
2.- Electrones que caben en la capa de valencia = 4 + 8 + 24 = 36.
3.- Electrones compartidos = 36 – 26 = 10.
4.- Número de enlaces =
10
2
5.- Colocamos los átomos de la molécula de la
forma más simétrica posible.
El átomo central es el de menos electrones de valencia.
En el caso de que haya varios átomos con el mismo número de
electrones de valencia, se toma como átomo central el de mayor
tamaño, o sea el de mayor Z. Átomo central: S.
5

6.- Distribuimos los enlaces (5) uniendo los átomos
7. y completamos el octeto de todos los átomos con pares de electrones
no compartidos.

Limitaciones de la regla del octeto.
Hemos visto cómo los átomos en los compuestos covalentes comparten
electrones hasta adquirir ocho en su capa de valencia; sin embargo la regla
del octeto sólo se cumple estrictamente en los elementos del segundo
periodo: carbono (excepto en el CO), nitrógeno (excepto en el NO, NO 2 ),
oxigeno y flúor. El resto de los elementos del SP pueden no cumplirla. Las
causas pueden ser:
Elementos como el hidrógeno que completa su capa de valencia con tan
sólo dos electrones.
Elementos que habitualmente tienen menos de ocho electrones en su
capa de valencia, como el berilio y algunos elementos del grupo 13.
Ejemplos: BeCl 2 , BF 3 .

Compuestos en los que el átomo central tiene más de ocho electrones
E j e m p l o s :
en su capa de valencia. Este comportamiento es usual en los átomos de
los elementos del tercer periodo y siguientes.
PCl 5
(el fósforo tiene 10 electrones
en su capa de valencia)
Moléculas con número impar de electrones de valencia.
Ejemplo: NO, NO 2 .
SF 6
(El azufre tiene 12 electrones en su
capa de valencia)

Parámetros moleculares
Energía de enlace
Es la energía que se desprende cuando se forma un enlace entre dos
átomos en estado gaseoso y fundamental.
Longitud de enlace
Es la distancia que hay entre los núcleos de los dos átomos enlazados.
En los enlaces múltiples disminuye la longitud de enlace y aumenta la
energía de enlace.
N N N = N N - N
Energía de enlace (kJ/mol) 939,7 417,2 158,8
Longitud de enlace (Å) 1,10 1,21 1,41

Polaridad de los enlaces
Enlace covalente apolar: los
átomos que comparten los
electrones son del mismo
elemento, es decir tienen la
misma electronegatividad y
por tanto la densidad
electrónica se distribuye
simétricamente entre los
dos núcleos.
Enlace covalente polar: los
átomos que comparten los
electrones son elementos de
diferente electronegatividad, lo que traduce en una distribución asimétrica
de la densidad electrónica entre los dos núcleos. El átomo más
electronegativo atrae con más intensidad el par de electrones compartidos,
como consecuencia sobre este átomo hay una carga parcial negativa ( -) y
sobre el átomo menos electronegativo una carga parcial positiva ( +).

Teoría del enlace de valencia
El enlace covalente se forma por solapamiento o superposición de
orbitales atómicos, y emparejamiento de spines electrónicos de
electrones situados en orbitales atómicos semiocupados.
La covalencia de un átomo es el número de enlaces covalentes que puede
formar y coincide con el número de orbitales semiocupados que posee
dicho átomo.

Al producirse el solapamiento tiene lugar un aumento de la densidad de
carga negativa entre los dos núcleos, con lo que disminuye la fuerza de
repulsión entre los átomos (disminuye la energía potencial). A mayor
solapamiento de los orbitales, menor energía potencial y por tanto el
enlace es más fuerte.
Enlace (sigma): Se forma
por solapamiento frontal,
es decir, entre dos
orbitales que tengan el
mismo eje (entre dos s,
entre dos p o entre uno s y
otro p)
Enlace (pi): Se forma por
solapamiento lateral, es
decir sobre ejes paralelos
de los orbitales p.
El enlace es más fuerte que el
puesto que su superposición es mayor.

Hibridación de los orbitales atómicos
La teoría de hibridación de los orbitales atómicos fue propuesta como una
modificación de la teoría de enlace de valencia ya que el estudio
experimental de los parámetros moleculares da resultados que a veces no
coinciden con la predicción de la teoría de enlace de valencia.
La hibridación de orbitales consiste en la combinación de un número
determinado de orbitales atómicos para formar el mismo número de
orbitales híbridos. Estos nuevos orbitales son diferentes a los de partida
pero iguales entre ellos.
Todos los orbitales híbridos tienen la misma energía (aproximadamente el
promedio de la energía de los orbitales que se combinan) y forma (dos
lóbulos de diferente tamaño)

Hibridación sp 3
Se produce cuando un orbital s y tres p se combinan dando lugar a cuatro
orbitales de igual energía, llamados orbitales híbridos sp 3 , que se orientan
hacia los vértices de un tetraedro formando ángulos de 109,5º.

En el caso de la molécula de metano, CH 4 , encontramos cuatro enlaces C-H
idénticos, pero para poder formar cuatro enlaces covalentes es necesario
que el átomo de carbono disponga de cuatro orbitales semiocupados; sin
embargo, debido a su configuración electrónica (1s 2 2s 2 2p 2 ) sólo dispone
de dos.
2s 2p
El átomo de carbono adquiere la capacidad de formar cuatro enlaces
covalentes mediante la promoción de un electrón del orbital 2s al orbital
2p vacío.
2s 2p
promoción
2s 2p

Los cuatro orbitales semiocupados se combinan para generar cuatro
orbitales atómicos sp 3 .
2s 2p
Cada enlace C-H se produce
por el solapamiento entre un
orbital sp 3 del átomo de
carbono con el orbital 1s del
hidrógeno.
hibridación
sp 3

Hibridación sp 2
Cuando se combinan un orbital s con dos orbitales p se forman tres
orbitales híbridos, llamados orbitales híbridos sp 2 , que se orientan en un
plano formando ángulos de 120º entre sí.

Hibridación sp
Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital atómico
s con un orbital atómico p. Los dos orbitales híbridos sp son idénticos y
forman entre sí un ángulo de 180º.

Geometría de las moléculas:
Modelo de repulsión entre pares de
electrones de la capa de valencia.
La geometría de las moléculas diatómicas como Cl 2 o HCl debe ser lineal
Cl 2
El modelo de repulsión entre los pares de electrones de la capa de
valencia, nos permite determinar la geometría de las moléculas de tres o
más átomos.
HCl

Modelo de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia.
Los pares de electrones (enlazantes y no-enlazantes) de la capa de
valencia se distribuyen en torno al átomo central de manera que sus
repulsiones sean mínimas.
Según este modelo la forma de una molécula o ion, viene impuesta por el
número de pares de electrones que rodean al átomo central.
2 pares de electrones alrededor del átomo central
LINEAL
BeCl 2

3 pares de electrones
alrededor del átomo
central
BF 3
Todos los pares
son enlazantes
TRIANGULAR PLANA
TRIANGULAR PLANA
SnCl 2
Uno de los tres no
es enlazante
ANGULAR

CCl 4
4 pares de electrones
alrededor del átomo
central
Todos los pares
son enlazantes
TETRAÉDRICA
TETRAÉDRICA
Uno de los tres
no es enlazante
NH 3
PIRÁMIDE TRIGONAL
dos de los tres no
es enlazante
H 2 O
ANGULAR

En las moléculas que hay pares no-enlazantes, la geometría de la molécula
no coincide con la distribución de los pares de electrones alrededor del
átomo central, debido a la mayor repulsión que ejercen los pares de
electrones no-enlazantes. En consecuencia, los ángulos de enlace se
cierran ligeramente.
Este efecto es mucho más acusado en la molécula de H 2 O que en la
molécula de NH 3 , ya que en el primer caso el átomo central tiene dos
pares de electrones no-enlazantes, mientras que el segundo sólo dispone
de uno

Polaridad de la molécula.
Los conceptos de polaridad de enlace y polaridad molecular son
diferentes, ya que hay moléculas que, en conjunto, son apolares, pero
contienen enlaces polares.
El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos
dipolares de los enlaces.
Las moléculas covalentes polares son aquellas que por su falta de simetría
molecular tienen un momento dipolar no nulo.
Las moléculas asimétricas son polares 0 . Ejemplos: H2O, NH3 , HCl.
Las moléculas simétricas son apolares . Ejemplos: BeH 2 , CH 4 , BH 3 .
0

Compuestos con enlaces covalentes
La formación de enlaces covalentes entre átomos puede dar lugar a dos
tipos de sustancias que tienen estructuras y propiedades diferentes:
Sustancias
moleculares
Sólidos
covalentes

3.6 - Sustancias moleculares
Las sustancias moleculares están formadas por moléculas individuales,
unidas entre sí por fuerzas intermoleculares débiles.
Fuerzas de Van der Waals Enlaces de hidrógeno.
Fuerzas de Van der
Waals entre dipolos
permanentes.
Fuerzas de Van der Waals
entre dipolo instantáneo y
dipolo inducido
Estas fuerzas intermoléculares
determinan, a una temperatura
determinada, si una sustancia
molecular es un gas, un liquido
o un sólido. Son fuerzas mucho
más débiles que las fuerzas de
enlace interatómico.

Fuerzas de Van der Waals:
Fuerzas de Van der Waals
entre dipolos permanentes.
Se producen entre moléculas
covalentes polares, al poseer un
momento dipolar permanente. Una
molécula polar, por constituir un
dipolo eléctrico, atrae por su
extremo positivo, el extremo
negativo de la molécula contigua. Su
intensidad aumenta con la
diferencia de electronegatividad.
- Entre dipolos permanentes
- Entre dipolo instantáneo y dipolo inducido

Fuerzas de Van der Waals entre dipolo instantáneo y dipolo inducido,
(fuerzas de London).
Una molécula apolar se convierte en un dipolo instantáneo, debido al
movimiento desordenado de sus electrones, en un instante dado, la mayor
parte de ellos pueden estar en un extremo de la molécula provocando la
formación de dipolos en las moléculas vecinas (dipolo inducido). Entre
ambos dipolos se establecen fuerzas de atracción eléctrica.

Fuerzas de Van der Waals entre dipolo instantáneo y dipolo inducido,
(fuerzas de London).
Una molécula apolar se convierte en un dipolo instantáneo, debido al
movimiento desordenado de sus electrones, en un instante dado, la mayor
parte de ellos pueden estar en un extremo de la molécula provocando la
formación de dipolos en las moléculas vecinas (dipolo inducido). Entre
ambos dipolos se establecen fuerzas de atracción eléctrica.

Fuerzas de Van der Waals entre dipolo instantáneo y dipolo inducido,
(fuerzas de London).
Una molécula apolar se convierte en un dipolo instantáneo, debido al
movimiento desordenado de sus electrones, en un instante dado, la mayor
parte de ellos pueden estar en un extremo de la molécula provocando la
formación de dipolos en las moléculas vecinas (dipolo inducido). Entre
ambos dipolos se establecen fuerzas de atracción eléctrica.

Fuerzas de Van der Waals entre dipolo instantáneo y dipolo inducido,
(fuerzas de London).
Una molécula apolar se convierte en un dipolo instantáneo, debido al
movimiento desordenado de sus electrones, en un instante dado, la mayor
parte de ellos pueden estar en un extremo de la molécula provocando la
formación de dipolos en las moléculas vecinas (dipolo inducido). Entre
ambos dipolos se establecen fuerzas de atracción eléctrica.

Las fuerzas de London son todavía más débiles
que las fuerzas entre dipolos permanentes. Su
intensidad aumenta con el tamaño de los
átomos.
F 2 Cl 2 Br 2 I 2
Masa molecular (u) 38 78 170 254
P. fusión (ºC) -220 -101 -7 114
P. ebullición (ºC) -188 -34 59 184

Enlaces de
hidrógeno
Es el enlace debido a la fuerza de atracción eléctrica entre la carga
positiva de un átomo de hidrógeno, unido a un átomo de pequeño tamaño
de un elemento muy electronegativo y, un par de electrones no enlazantes
de este átomo.
Así el átomo de hidrógeno queda unido
simultáneamente a dos átomos muy
electronegativos: con uno, mediante un
enlace covalente polar y con otro mediante
un enlace de hidrógeno.

Las condiciones para que
haya formación del enlace de
hidrógeno son:
Un átomo de hidrógeno unido a F, O o N,
elementos estos muy electronegativos y
de pequeño tamaño, de modo que dicho
hidrógeno posea una carga parcial
positiva, +.
Y un par de electrones no enlazantes, en
el átomo del elemento muy
electronegativo indicado en el apartado
anterior.

Las fuerzas de estos enlaces son mucho más intensas que las
fuerzas de Van der Waals, lo que se traduce en una elevación de
los puntos de fusión y de ebullición en las sustancias, con
respecto a los que deberían tener por su masa molar al ser
moléculas polares.

Propiedades de las sustancias moleculares.
Las sustancias moleculares están formados por moléculas. La unión entre
los átomos que constituyen una molécula es muy fuerte. En cambio, las
fuerzas de atracción entre las moléculas son débiles.
Tipo de
enlace
Intensidad
Covalente Hidrógeno Dipolo-dipolo London
Fuerte
Se requieren más
de 100 kJ/mol
para romper un
enlace covalente
débil
En el H 2 O se
requieren
46,7 kJ/mol
Muy débil
En el H 2 S se
necesitan 21,10
kJ/mol
Muy débil
En el SiH 4 se
precisan
12,76 kJ/mol

Conductividad eléctrica:
Los electrones solo tienen movilidad entorno al enlace, pero carecen de
ella entre las moléculas. Como consecuencia los sólidos moleculares son
malos conductores de la electricidad.
Solubilidad:
Las moléculas apolares son solubles en disolventes apolares, como el CCl 4 e
insolubles o muy poco solubles en disolventes polares, al contrario que las
moléculas polares se disuelven en disolventes polares como el agua.
Puntos de fusión y ebullición:
Son relativamente bajos (Las sustancias polares tienen puntos de fusión y
ebullición más elevados que los apolares) y aumentan con la masa de la
molécula, así las moléculas de baja masa molecular presentan puntos de
fusión y ebullición muy bajos y son gases a temperatura ordinaria como el
F 2 , Cl 2 , O 2 , H 2 , N 2 . El Br 2 , de masa molar más elevada es un liquido muy
volátil y el I 2 , es sólido. Las sustancias con enlaces de hidrógeno tienen
puntos de fusión y ebullición anormalmente elevados.

3.7 - Sólidos covalentes
Hasta aquí hemos visto moléculas resultantes de la unión de unos pocos
átomos. Además de las sustancias moleculares, existen también sustancias
constituidas por átomos neutros unidos entre si mediante enlaces
covalentes, son las sustancias covalentes sólidas.
Así, por ejemplo, el diamante esta constituido por
multitud de átomos de carbono unidos por enlaces
covalentes. Cada átomo de carbono ocupa el centro
de un tetraedro regular, y está unido a otros
cuatro átomos de carbono situados uno en cada
vértice; cada átomo de carbono de esos vértices
coincide, a su vez, con el centro de otro tetraedro
y está unido a cuatro átomos de C y así
sucesivamente en todas las direcciones del espacio.
Todo el cristal puede considerarse como una
molécula gigante.

Debido a que todos los enlaces C–C son muy fuertes, el diamante se
caracteriza por su gran dureza, su elevadísimo punto de fusión y su
insolubilidad en cualquier disolvente. Es muy mal conductor de la
electricidad.
El carbono existe en dos
formas cristalinas distintas:
Diamante
Grafito

La estructura del grafito está formada por capas de átomos de C. En cada
capa los átomos presentes en los vértices de la red están unidos por
enlaces covalentes solo a otros tres contiguos formando grupos
hexagonales. Las capas se mantienen unidas por fuerzas de Van der Waals.

El grafito es conductor debido a que los
electrones deslocalizados que posee, se
mueven entre las capas. Es menos denso que
el diamante debido a la distancia entre sus
capas, que es más del doble de la distancia
C–C que se presenta en el diamante. Es
untuoso al tacto y menos duro que el
diamante.
También forman sólidos covalentes de propiedades semejantes a las del
diamante el carburo de silicio (SiC), el nitruro de boro (BN), el nitruro de
aluminio (AlN) y el dióxido de silicio (SiO 2 , sílice).

El enlace metálico se produce entre átomos de análoga y baja electronegatividad
(metal–metal). Es la atracción entre los iones positivos del metal y los electrones de
valencia que se mueven libremente.
Los metales por tener pocos electrones de valencia no
pueden adquirir la estructura electrónica de gas noble,
por transferencia de electrones (enlace iónico) ni por
compartición de electrones (enlace covalente), así que
los electrones son compartidos por muchos átomos al
mismo tiempo; es decir, están deslocalizados sobre
muchos átomos. De este modo, la imagen visual de un
cristal metálico podría ser un gran número de núcleos
metálicos inmersos en una «nube electrónica».

4.1 - Modelo de bandas
Cuando varios átomos metálicos se aproximan, los orbitales atómicos de igual
energía interaccionan entre sí, dando lugar al mismo número de orbitales
moleculares que de orbitales atómicos había. Estos orbitales moleculares muy
próximos en energía se agrupan en bandas.
Donde se encuentran los electrones que
permanecen ligados a cada átomo.
Donde se encuentran los electrones que se pueden mover por todo
el metal, es decir, los electrones que pertenecen a la «nube
electrónica»

4.2 - Propiedades de los sólidos metálicos.
Buenos conductores de la electricidad y del calor, debido a la movilidad de los
electrones de valencia.

Se pueden dar dos situaciones:
o bien la banda de valencia está semillena (a) de
electrones por lo que pueden moverse libremente por
esta banda,
o bien la banda de valencia llena pero se solapa
energéticamente con la banda de conducción vacía (b).
En ambos casos, los electrones tienen espacio para moverse libremente.

Las bandas no se superponen, pero la E entre ellas es pequeña (c), y así el
salto de electrones, será posible con un pequeño aporte de energía.

La diferencia de energía entre la banda de valencia y la de conducción es tan grande,
que impide el paso de electrones y por tanto, no existe movilidad de electrones (d).

• Tenacidad. A diferencia de los sólidos iónicos, al ejercer presión no se provoca
enfrentamiento de cargas opuestas, ni, por tanto, repulsiones. La estructura es
similar a la inicial y esto hace que se deformen, pero sin romperse.
• Son dúctiles y maleables. Debido a que se pueden deformar sin romperse,
podemos estirarlos en forma de hilos (ductilidad) o moldearlos en forma de
laminas (maleabilidad).

• Puntos de fusión y ebullición variables, por ejemplo el galio funde a 29 ºC y
el wolframio a 3380ºC. En general todos son sólidos a temperatura ambienta,
excepto el mercurio.
• Brillo metálico característico. Los electrones captan y emiten fácilmente
las radiaciones electromagnéticas. Así absorben casi todas las longitudes
de la luz visible, que luego emiten, por lo que presentan un típico brillo
plateado. Los metales coloreados, como el oro, no emiten todas las
radiaciones absorbidas.
En general, la fuerza del enlace es inversamente proporcional
al tamaño de los átomos (a mayor volumen de los cationes,
menor atracción entre estos y la nube); por tanto, la fortaleza
del enlace disminuirá al descender en un grupo.