1. NLACE QUIMICO, INTERACCIONES
Enlace químico:
Fuerzas que mantienen los átomos o los iones unidos entre
sí para formar moléculas o cristales.
Son los responsables de las propiedades físicas y químicas de las
ustancias.
a tendencia universal de la materia es hallar su mayor estabilidad
onteniendo la menor energía. Por ello los átomos se unen para
ormar agregados de menor estado de energía y por consiguiente
mayor estabilidad, liberando energía.
En la unión de átomos, sólo interactúan los electrones de
más alto nivel de energía es decir, los electrones externos».

2. Regla del Octeto Electrónico
(Propuesta por Gilbert Newton Lewis en 1916).
« Todos los átomos que participan en cualquier tipo de enlace
químico adquieren la estructura isoelectrónica de un gas noble;
es decir que logran poseer en la última capa 8 electrones (mayor
estabilidad electrónica ».
Esta regla tiene algunas excepciones, como la debida al átomo de
Helio que por tener una sola capa, se satura sólo con 2 electrones;
y esta configuración electrónica la adquiere el átomo de Hidrógeno
(sólo tiene 1 e-
en la primera capa).

3. Tipos de enlaces químicos:
• Enlace Electrovalente, iónico o heteropolar.
• Enlace Covalente u Homopolar (apolar y polar)
• Enlace metálico.
• Enlace por Puentes de Hidrógeno.
• Fuerzas intermoleculares o de Van der Waals.
• Hibridización : Enlace Sigma y Enlace Pi .

4. Enlace Electrovalente, iónico o heteropolar
Se produce cuando hay una transferencias de electrones
externos, quedando unidos por atracción electrostática.
(Electrones de Valencia) de un átomo metálico a un átomo no
metálico. Las partes entrelazadas quedan cargadas
eléctricamente, en consecuencia son sustancias polares.
Ión
Na+
«cede»
un e –
(Catión)
Ión
Cl –
«gana»
un e –
(Anión)
Baja energía de ionización
Alta electronegatividad

5. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS
• La atracción electrostática se realiza en todas las direcciones,
es decir “no existen moléculas”, sino inmensos cristales, con
determinadas formas geométricas.
• Por tanto: “LOS COMPUESTOS IONICOS SON SOLIDOS
CRISTALINOS”.
• Tienen ALTO PUNTO DE FUSION ( mayor de 400º C).
• En estado sólido, son malos conductores del calor y de la electricidad.
• Cuando se funden o disuelven (por lo general son solubles en agua),
conducen la corriente eléctrica.(Se separan los iones)
• Se debe esperar un enlace iónico, cuando la diferencia de
electronegatividades es mayor que 1.9.

6. Ión Cloro (Anión)
Ión Sodio (Catión).
Estructura cristalina:
«CUBICA CENTRADA EN LAS CARAS»
SOLIDO
IONICO

7. Enlace Covalente
« Es el formado por dos átomos que comparten electrones »
Al compartir algunos electrones, los átomos enlazados completan
su octeto externo lo que les da mayor estabilidad.
Se efectúa entre los electrones de valencia de dos átomos
no metálicos.
El enlace covalente también se efectúa entre átomos no metálicos
Iguales, como ocurre en el H2
, O2
, Cl2
, N2
, etc.
Por ejemplo, en la formación de la molécula del H2,
se observa
Que se produce una reacción exotérmica (liberación de calor)
Lo que demuestra que es más estable que los “H” atómicos libres.

8. La Covalencia
« Representa el número de enlaces covalentes formados en la molécula.»
Ejemplos:
en el H2
la covalencia es 1, y en el CH4
la covalencia es 4.
H +H H H
H = - 104 kcal/mol ( Entalpía: calor de reacción)
Representación de Lewis ( punto-electrón).
Representación de Van`t Hoff (lineal):
H H
En el caso del Metano ( CH4
), se tiene:
C IVA (4 e -
última capa)
H I A (1 e -
última capa) .

9. H
H
H
HC
LEWIS: H
H C H
H
VAN`T HOFF: H
H C H
H
Esquema de
las uniones covalentes en la molécula del
Metano

10. REQUISITOS PARA LA FORMACION DE UN ENLACE COVALENTE
• Debe existir apareamiento de electrones.
• Ocurre con traslape de orbitales atómicos.
• Los electrones que están en los orbitales “s” y “p”, forman “octetos”.
• Los electrones en orbitales “d” y “f”, forman estructuras mayores de los octetos.
• La diferencia de electronegatividades entre los átomos enlazantes debe ser
menor o igual a 1.9.
Par enlazante:
« Es el o los pares de electrones que intervienen en el enlace covalente.»
Par libre:
« Es el o los pares de electrones que no intervienen en el enlace.»
Ejemplo: Amoníaco: NH3
N = 1s2
2s2
2p3
…….1 átomo x 5 e -
= 5 e -
H N H
H = 1s1
………………3 átomos x 1 e -
= 3 e -
Total (Octeto): 8 e -
H

11. ENLACE COVALENTE APOLAR
«Ocurre cuando las moléculas están formadas por átomos iguales
(Ejemplos: H2
, O2
, Cl2
, N2
, etc.).Si son diferentes, deben guardar
simetría de enlace, de manera que la fuerza resultante de los
momentos polares sea igual a cero, como ocurre con las moléculas
de: CO2
, CH4
, Si H4
, etc. ,
H2
H H Molécula Covalente Apolar
F F
R = 0
CO2
O C O La Resultante Total Vectorial será:
RT
= R + R = 0
F1
F2
F 2
F1
(Molécula Covalente Apolar)

12. ENLACE COVALENTE POLAR
«Ocurre cuando las moléculas están formadas por átomos diferentes
y son asimétricas (Ejemplos: H2
O, PH3
, NH3
,HF etc.)..El átomo
más electronegativo atraerá parcialmente e los electrones del otro
átomo dando lugar a polaridades parciales (resultante vectorial
diferente de cero)denominadas “dipolos”».
HCl H Cl
F1
F2
Obsérvese que F2
F1
R = 0
H Cl
(La electronegatividad del Cloro
es mayor que la del Hidrógeno)
Ecl = 3,0 E H = 2.1

13. ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
«Se entiende así cuando el par de electrones compartidos pertenece
a uno sólo de los dos átomos del enlace covalente».
Se representa mediante una flecha que partiendo del “donor” del
par electrónico, apunta hacia el “aceptor” del mismo.
Ejemplos:
SO3
: O
(2 puras y 2 dativas)
S
O O

14. ENLACE METALICO
«Un metal es un conjunto de iones positivos y de electrones libres que
vagan en el conglomerado atómico, los átomos se mantienen unidos
por los electrones, relativamente móviles y libres, que son compartidos
por varios átomos.
Esto explica su conductividad eléctrica.
La estructura cristalina de los metales se forma por que los átomos
ocupan “nodos” en la red, o posiciones particulares.
La maleabilidad (facilidad de adoptar una forma mediante golpes),
o ductilidad ( facilidad de ser estirados como el alambre), se explican
por la conformación de planos atómicos (planos de deslizamiento), a
diferencia de la red cristalina iónica en la que se producen grandes
fuerzas repulsivas que impiden estas deformaciones.

15. FUERZAS DE VAN DER WAALS
« Son fuerzas de atracción que ejercen los núcleos de una molécula
sobre los electrones de las moléculas vecinas.»
Estas fuerzas son débiles y se consideran como fuerzas de atracción
física y no como enlaces químicos.
PUENTE DE HIDROGENO
Unión que se presenta entre el Hidrógeno y algunos átomos no
metálicos de alta electronegatividad y pequeño volumen, como el
Flúor, el Oxígeno y el Nitrógeno.
Estos elementos muy electronegativos polarizan las moléculas
covalentes que forman con el hidrógeno, de modo que éste último
queda con una ligera carga positiva, que es atraída por el extremo
polarizado con carga negativa de otra molécula similar, creándose
el puente de hidrógeno.

16. X No metal
H H
- -
X X
+ +
H H
Cadenas abiertas formadas por “puentes de hidrógeno”