ENLACE QUIMICO ELECTROSTATICO

1. 12Mg: 1s22s22p63s2

s
3
7N: 1s22s22p3




p
2
s
2
ENLACE QUÍMICO
1. DEFINICIÓN.- Un enlace químico se forma cuando dos o más átomos se
enlazan fuertemente, por interacción de sus electrones de valencia, cada uno de
ellos en búsqueda de mayor estabilidad química (proceso exotérmico).
2. ELECTRONES DE VALENCIA.- Son los electrones que se ubican en el
nivel más externo de la configuración electrónica.
3.- NOTACIÓN LEWIS.- Representación Convencional de los electrones
de valencia, (electrones que intervienen en el Enlace Químico) mediante el uso
de puntos (.) o aspas (x) que se coloca alrededor del elemento.
4.- REGLA DEL OCTETO.- “Los átomos, al formar Enlace Químico y lograr
estabilidad, adquieren estructura electrónica de un gas noble”. Existen
excepciones.

2.  
Ra

Fr
 
 Bi 

 
Pb 

 
Tl 
 
Ba

Cs
 
 Sb 

 
Sn 

 
In 
 
Sr

Rb
 
 As 

 
Ge 

 
Ga 
 
Ca

K
 
 P 

 
Si 

 
Al 
 
Mg

Na
 
C 

 
B 
 
Be

Li
 
He

H
18-VIIIA
17-VIIA
16-VIA
15-VA
14-IVA
13-IIIA
2-IIA
1-IA
Br
Cl
F
I
At
O
S
Se
Te
 
 N 

Ne
Ar
Kr
Rn
Xe
NOTACIÓN DE LEWIS DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
Po

3. 5. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
Es una fuerza electrostática que forma generalmente entre un átomo metálico y otro
no metálico por transferencia de electrones de valencia, generando iones de signos
contrarios, el cual origina entre ellos una fuerte atracción.
Generalmente en compuestos binarios, si la diferencia de electronegatividades es
mayor o igual a 1,7 el enlace es iónico.
Ejemplo: hacer la estructura de Lewis de cloruro de sodio (NaCl)
1s22s22p63s23p5
Sodio (metal) Cloro (no metal) Cloruro de sodio
Na Cl Na Cl
1s22s22p63s1 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6
+ -
pierde e- gana e-
En la sal (NaCl) ambos átomos
cumplen con la regla del octeto

4. 6. ENLACE COVALENTE:
Es una fuerza electromagnética que se forma por la compartición de pares de
electrones entre los átomos. Generalmente se produce entre átomos no metálicos,
cuya diferencia de electronegatividades es menor a 1,7.
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES:
I. POR EL ORIGEN DE ELECTRONES COMPARTIDOS:
1. Covalente Normal.- Es cuando los dos átomos que forman el enlace covalente
aportan la misma cantidad de electrones de enlace.
Ejemplo: hacer la estructura del HCl (ácido Clorhídrico)
*
hidrógeno (no metal) Cloro (no metal) cloruro de hidrógeno
H Cl
Tiende a
ganar e-
Tiende a
ganar e-
Comparten e-
*
H Cl
*
H Cl H Cl
• Cloro cumple con el octeto
• Hidrógeno solo se rodea de 2 e-
Además del Hidrogeno (H) hay otras
excepciones notables:
Berilio (Be): se rodea de 4 e-
Boro (B): se rodea de 6 e-
Par libre
enlace

5. 2. Covalente Dativo o Coordinado.- En este caso, solo uno de los átomos que
forma el enlace covalente es la que aporta el par de electrones que se
comparten en el enlace.
Ejemplo: hacer la estructura NH+
4 (del ión amonio)
N H
H
H
H
N H
H
H
H
amoniaco Ión hidrogeno
Ión amonio
ENLACE
DATIVO

6. II. POR LA POLARIDAD DE ENLACE:
1. Covalente Apolar o no Polar.- Se refiere a la compartición equitativa de
electrones y esto sucede cuando el enlace está formado por átomos del
mismo elemento, por lo tanto, ser realiza entre átomos de igual
electronegatividad. Generalmente ΔEN = 0
2. Covalente Polar.- Se origina debido a la diferencia de electronegatividades
entre los átomos que forman el enlace covalente. Generalmente 0 < ΔEN < 1,7
• Ácido bromhídrico (HBr)
• Agua (H2O)
H H
O
Enlace
polar
Enlace
polar





Br
H
Enlace
polar Enlace
polar
H
H
H
C
H
H
H
C
Enlace
apolar
• Etano (C2H6)

7. III. POR EL NÚMERO DE ELECTRONES COMPARTIDOS:
1. Simple.- Se forma entre átomos que solo comparten un par de electrones. En
los enlaces simples solo se presentan enlaces sigma.
2. Múltiple.- Es cuando se comparte más de un par de electrones, los cuales
pueden ser enlace doble y enlace triple. En el enlace doble, presenta un enlace
sigma y un pi y en el triple presenta un enlace sigma y dos pi.
COVALENTE NORMAL
COVALENTE DATIVO
ENLACE DOBLE
ENLACE TRIPLE A B
A B
A B
A B

8. COMPUESTOS IÓNICOS
COMPUESTOS COVALENTES (O
MOLECULARES)
Formado por una red de cationes y
aniones.
Formados por moléculas.
Sólidos a temperatura ambiente.
Tienen altos puntos de fusión y
ebullición.
Son sólidos, líquidos o gases a
temperatura ambiente.
Bajos puntos de fusión y ebullición.
La mayoría es soluble en solventes
polares como el agua.
Algunos son solubles en solventes
polares como el agua. Otros son
solubles en solventes no polares.
En solución acuosa son buenos
conductores de la electricidad
porque en el agua se separan en
iones.
Dentro de los que son solubles en
agua, algunos conducen la corriente
porque se separan en iones otros no
la conducen porque solo se separan
en moléculas.
7. PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Y COVALENTES: