1) Los enlaces químicos mantienen unidos a los átomos dentro de los compuestos y se dividen en enlaces iónicos, covalentes y metálicos. 2) Los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre átomos, mientras que los enlaces covalentes implican el compartimiento de electrones. 3) Los enlaces metálicos se dan entre átomos en metales donde los electrones forman una nube alrededor de los núcleos atómicos.

1. Yesenia Benalcazar
2B
ENLACES QUÍMICOS
UNIVERSIDAD CENTRAL DEL
ECUADOR

2. ENLACES QUÍMICOS
Se denomina enlaces químicos a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos dentro de los
compuestos. Se dividen en varias clases, según las propiedades de los compuestos. Los dos
tipos principales son:
1) ENLACES IÓNICOS, formados por transferencia de uno o más electrones de un átomo o
grupo de átomos a otro y
2) ENLACES COVALENTES que aparecen cuando se comparte uno o más pares de
electrones entre dos átomos
3) ENLACES METÁLICOS:Se encuentran en los metales sólidos como el cobre, el hierro y el
aluminio. En los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos.

3. ENLACES QUÍMICOS
Seguro que muchas veces te has preguntado qué es un enlace químico o el porque se unen
los átomos. En este articulo veremos la importancia de los enlaces químicos, sus propiedades
y cómo se da esta unión entre átomos.
Para entender este concepto, es útil tener ciertas nociones de la teoría de Lewis y saber formar
las correspondientes estructuras de Lewis.

5. ■ El término VALENCIA (del latín valere, “ser fuerte”) se
usa comúnmente para explicar tanto los enlaces iónicos
como los covalentes. La valencia de un elemento es la
medida de su capacidad para formar enlaces químicos.
Originalmente se determinaba por el número de átomos
de hidrógeno con el cual se combinaba un elemento. Así,
la valencia del oxígeno es 2 en el H en el CH la valencia
del carbono es 4..
VALENCIA

6. ELECTRONES DE VALENCIA
se refiere a los
electrones que toman
parte en las uniones
químicas (enlaces).
Estos electrones son los
que se acomodan en la capa
electrónica más externa del
átomo, la capa de valencia.

7. son una forma sencilla y
conveniente de mostrar los
electrones de valencia de los
átomos y conservar un registro
de ellos en el curso de la
formación de un enlace.
se refiere a los electrones que toman
parte en las uniones químicas
(enlaces). Estos electrones son los que
se acomodan en la capa electrónica
más externa del átomo, la capa de
valencia.
1.Electrones de valencia
2.Estructura de
lewis
La estructura de Lewis de un
elemento consiste en el símbolo del
elemento, más un punto por cada
electrón de valencia. Por ejemplo, el
oxígeno tiene la siguiente
configuración electrónica 1s2 2s2
2px2 2py1 2pz1 su símbolo con
electrones/punto mostrará, por
consiguiente, seis electrones de
valencia, correspondientes a aquellos
ubicados en el nivel más externo (n
=2).

8. Estructura de lewis

9. Estructura de lewis
Estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o
representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces
entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan
existir.
Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un
elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces
ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación
con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la
distancia que hay entre cada enlace formado.

10. Se encuentran en los metales sólidos como el cobre, el hierro y el
aluminio. En los metales, cada átomo está unido a varios átomos
vecinos. Los electrones enlazantes son relativamente libres de
moverse a través de la estructura tridimensional. Los enlaces
metálicos dan origen a propiedades metálicas típicas, como la
elevada conductividad
eléctrica y el brillo.
ENLACES METÁLICOS

11. La nube electrónica no es más que una aglomeración de
electrones libres, esto le confiere a los elementos que lo forman,
una de las propiedades del enlace metálico más significativas: la
conductividad eléctrica. Un ejemplo de enlace metálico tiene lugar
en el elemento sodio metal.
ENLACES METÁLICOS

12. En el caso de los enlaces metálicos, lo que ocurre con los electrones de
valencia es que abandonan sus órbitas alrededor del núcleo atómico cuando
éste se junta con otro, y permanecen alrededor de ambos núcleos como una
especie de nube electrónica. De esta manera las cargas positivas y negativas
mantienen su atracción, sujetando firmemente al conjunto atómico y alcanzando
márgenes importantes de dureza, compactación y durabilidad, que son típicas
de los metales en barra.

13. Propiedades de un enlace metálico
-A los enlaces metálicos se deben muchas de las propiedades típicas de los metales, como su
solidez, su dureza, e incluso su maleabilidad y ductilidad.
- La buena conducción del calor y de la electricidad de los metales, de hecho, se debe a la
disposición particular de los electrones en forma de nube alrededor de los núcleos, lo que permite
su movilidad a lo largo y ancho del conjunto. Incluso el lustre de los metales se debe a ello, pues
este tipo de enlace repele casi toda la energía lumínica que los impacta, es decir, brillan. Los
átomos unidos mediante enlaces metálicos suelen, además, organizarse en estructuras
hexagonales, cúbicas, o de forma geométrica concreta

14. Ejemplos de enlace metálico
Los enlaces metálicos son la base del mundo de los metales, por lo que cualquier
elemento metálico puro es perfecto ejemplo de ello. Es decir, cualquier fragmento
puro de: plata (Ag), oro (Au), cadmio (Cd), hierro (Fe), níquel (Ni), zinc (Zn), cobre
(Cu), platino (Pt), aluminio (Al), galio (Ga), titanio (Ti), paladio (Pd), plomo (Pb), iridio
(Ir) o cobalto (Co), siempre que no se encuentre mezclado con otros metales y
elementos, se mantendrá unido mediante enlaces metálicos.

15. ENLACES
IÓNICOS

16. El enlace iónico o electrovalente es un enlace que se forma por la
transferencia de uno o más, electrones de un átomo o grupo de átomos
a otro. Los enlaces iónicos se forman con mayor. facilidad cuando
reaccionan elementos con energía de ionización pequeña (metales) con,
elementos de elevadas electronegatividades y afinidad electrónica (no
metales). Los primeros pierden fácilmente electrones y los últimos los
ganan con igual facilidad.
ENLACE IÓNICO

17. Algunas características generales de un compuesto iónico:
■ Son enlaces fuertes. La fuerza de esta unión atómica puede ser muy intensa, por lo que la
estructura de estos compuestos tiende a formar redes cristalinas muy resistentes.
■ Suelen ser sólidos. A temperaturas y rangos de presión normales (T=25ºC y P=1atm), estos
compuestos tienen estructura molecular cúbica y rígida, que forma redes cristalinas que
originan sales. También existen líquidos iónicos denominados “sales derretidas”, que son
poco frecuentes, pero sumamente útiles.
■ Poseen un alto punto de fusión y ebullición. Tanto el punto de fusión(entre 300 ºC y 1000
ºC) como el de ebullición de estos compuestos suele ser muy alto, pues se requieren grandes
cantidades de energía para romper la atracción electrostática entre los iones.
■ Solubilidad en agua. La mayoría de las sales son solubles en agua y otras soluciones
acuosas que presenten un dipolo eléctrico (polos positivo y negativo).
■ Conducción eléctrica. En su estado sólido no son buenos conductores de electricidad, dado
que los iones ocupan posiciones muy fijas en una red cristalina. En cambio, una vez disueltos
en agua o en solución acuosa, se tornan eficaces conductores de la electricidad.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS

18. Este tipo de enlace se manifiesta generalmente entre
átomos metálicos y no metálicos en los que la transferencia
de electrones ocurre desde los átomos metálicos (menos
electronegativos) hacia los no metálicos (más
electronegativos).

19. EJEMPLOS DE ENLACES IÓNICOS
Fluoruros (F–). Aniones que forman parte de sales obtenidas a partir del ácido fluorhídrico (HF). Son
empleadas en la fabricación de pastas dentales y otros insumos odontológicos. Ejemplos: NaF, KF, LiF,
CaF2
Sulfatos (SO42-). Aniones que forman parte de sales o ésteres obtenidas a partir del ácido sulfúrico
(H2SO4), cuya unión a un metal tiene aplicaciones diversas, desde aditivos en la obtención de
materiales de construcción, hasta insumos para radiografías de contraste. Ejemplos: CuSO4, CaSO4,
K2SO4
Nitratos (NO3–). Aniones que forman parte de sales o ésteres obtenidos del ácido nítrico (HNO3),
empleados en la manufacturación de la pólvora y en numerosas formulaciones químicas para abonos o
fertilizantes. Ejemplos: AgNO3, KNO3, Mg(NO3)2

20. ENLACE COVALENTE
■ ¿Qué es el enlace covalente?
■ Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades altas y muy parecidas, en estos
casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los
electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones
entre dos átomos. Cada par de electrones que se comparten es un enlace.
■ Este tipo de enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales).
■ Los electrones que se comparten se encuentran localizados entre los átomos que los
comparten.

21. PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
• Son las habituales de los enlaces covalentes:
• Temperaturas de fusión bajas. A temperatura ambiente se encuentran en estado
gaseoso, líquido (volátil) o sólido de bajo punto de fusión.
• La temperaturas de ebullición son igualmente bajas.
• No conducen la electricidad en ningún estado físico dado que los electrones del
enlace están fuertemente localizados y atraídos por los dos núcleos de los átomos
que los comparten.
• Son muy malos conductores del calor.
• La mayoría son poco solubles en agua. Cuando se disuelven en agua no se forman
iones dado que el enlace covalente no los forma, por tanto, si se disuelven tampoco
conducen la electricidad.

22. Sólidos covalentes o redes
covalentes
En los sólidos covalentes no se forman moléculas. Los
enlaces covalentes permiten asociaciones de
grandes e indeterminadadas cantidades de átomos
iguales o diferentes cuando esto ocurre no se puede
hablar de moléculas, sino de redes cristales
covalentes. La fórmula de las redes covalentes es al
igual que la de las sustancias iónicas, una fórmula
empírica.

23. PROPIEDADES SÓLIDOS
COVALENTES O REDES
COVALENTES
• Algunas son similares a las de las sustancias moleculares
• No conducen el calor ni la electricidad.
• Son insolubles en agua.
• A diferencia de las sustancias moleculares:
• Presentan temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son
sólidos a temperatura ambiente.
• Son muy duros (resistencia a ser rayado).

24. ENLACE COVALENTE
■ Los átomos enlazados por enlaces covalentes comparten uno o más pares de electrones de
su último nivel de energía. Se denomina orbital molecular a la región del espacio donde está
ubicada la densidad electrónica en la molécula.
■ Los enlaces covalentes se forman por compartimiento de electrones entre los átomos que se
enlazan, y se diferencian de los enlaces iónicos en que en estos últimos ocurre una transferencia de
electrones entre los átomos involucrados en el enlace iónico (no se comparten electrones).

25. Para que se forme un enlace iónico, un átomo transfiere uno o
varios electrones a otro átomo, y el enlace se forma por
interacción electrostática entre ambos átomos que quedan
cargados eléctricamente, pues al ocurrir la transferencia de
electrones un átomo (el que cedió electrones) quedó con
carga positiva (catión) y el otro átomo (el que aceptó
electrones) quedó con carga negativa (anión).

26. el enlace covalente se forma entre átomos que no tienen una gran
diferencia de electronegatividad. Este enlace se puede formar
entre átomos no metálicos, o entre átomos metálicos y el
hidrógeno. E enlace iónico se forma entre iones de átomos con
una elevada diferencia de electronegatividad, y suele formarse
entre iones de átomos de elementos metálicos e iones de átomos
de elementos no metálicos.
ENLACE COVALENTE

27. ENLACE COVALENTE
Existen los siguientes tipos de enlace covalente, a partir de la cantidad de electrones compartidos por los
átomos enlazados:
Simple. Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa electrónica (un electrón
cada uno). Se representa por una línea en el compuesto molecular. Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-
Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro).
Doble. Los átomos enlazados aporta cada uno dos electrones de su última capa de energía, formando un
enlace de dos pares de electrones. Se representa por dos líneas paralelas, una arriba y una abajo, similar
al signo matemático de igualdad. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-
Oxígeno).
Triple. Este enlace se forma por tres pares de electrones, es decir, cada átomo aporta 3 electrones de su
última capa de energía. Se representa por tres líneas paralelas, ubicadas una arriba, otra en el medio y la
otra debajo. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).
Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y
el otro, en cambio, ninguno. Se representa con una flecha en el compuesto molecular. Por ejemplo el ión
amonio:

28. Enlaces covalentes polares. Se enlazan átomos de distintos
elementos y con diferencia de electronegatividad por encima de 0,5.
Así, la molécula tendrá la densidad de carga negativa sobre el átomo
más electronegativo, pues este átomo atrae con mayor fuerza los
electrones del enlace, mientras que sobre el átomo menos
electronegativo quedará una densidad de carga positiva. La
separación de las densidades de carga genera dipolos
electromagnéticos.
Enlaces covalentes no polares. Se enlazan átomos de un mismo
elemento, o de distintos elementos pero con similares
electronegatividades, con una diferencia de electronegatividad
menor que 0,4. La nube electrónica es atraída con igual intensidad
por ambos núcleos y no se forma un dipolo molecular.

29. Ejemplos sencillos de enlace covalente son los que se dan en las
siguientes moléculas:
• Oxígeno puro (O2). O=O (un enlace doble)
• Hidrógeno puro (H2). H-H (un enlace simple)
• Dióxido de carbono (CO2). O=C=O (dos enlaces dobles)
• Agua (H2O). H-O-H (dos enlaces simples)
• Ácido clorhídrico (HCl). H-Cl (un enlace simple)
• Nitrógeno puro (N2). N≡N (un enlace triple)
• Ácido cianhídrico (HCN). H-C≡N (un enlace simple y uno triple
EJMPLOS DE ENLACE
COVALENTE

30. Ejemplos:

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