1. ENLACE
QUÍMICO

2. Al formarse un enlace, se libera
energía

3. Los electrones se distribuyen en niveles y subniveles de
energía. En cada subnivel los e- ocupan orbitales

5. Distribución de los electrones en la
molécula
Se representa la distribución de los
electrones de valencia
mediante la
Notación de
Lewis
G. N. Lewis
1875 - 1946

6. Pares de enlace y solitarios
Los electrones de valencia se distribuyen como
PARES DE ENLACE compartidos y (o)
PARES SOLITARIOS no compartidos.
•
••
•
••
H Cl
Par solitario
Par de enlace
Esta es la llamada estructura de
puntos de Lewis

7. Estructura de Lewis para
algunos elementos

8. Tipos de Enlace Químico
Existen dos formas extremas mediante
las cuales los átomos pueden unirse:
Enlace Iónico
Uno o más electrones se transfieren de
un átomo a otro.
Enlace Covalente
Algunos electrones de valencia se
comparten (en pares) entre átomos.
Muchos enlaces reales se encuentran entre
estos dos extremos.
Enlace Metálico
Se unen cationes metálicos, electrones
deslocalizados se encuentran entre ellos

9. TIPOS DE ENLACE
 Puede suceder que un átomo le transfiera uno o más electrones a
otro. Entonces, los iones formados (uno positivo o catión y uno
negativo o anión) quedan unidos por la fuerza de atracción
electrostática. Se produce un enlace iónico.
 Puede que dos átomos se unan a través de un par de electrones
compartidos. Se produce un enlace covalente simple. Si la unión
ocurre a través de dos o tres pares de electrones compartidos,
el enlace covalente será doble o triple.
 Puede que los átomos enlazados ―pierdan‖ uno o más electrones
de valencia. Se convierten en cationes rodeados por los
electrones perdidos. Estos electrones ya no le pertenecen a
ningún átomo en particular; decimos que están deslocalizados. Se
produce un enlace metálico.

10. ENLACE IÓNICO

11. ENLACE IÓNICO

12. ENLACE COVALENTE APOLAR

13. ENLACE COVALENTE APOLAR

14. Electronegatividad (
Es una medida de la capacidad de un átomo en
una molécula para atraer hacia sí a los
electrones del enlace.
Concepto propuesto por
Linus Pauling
(1901-1994)

15. Linus Pauling
Unica persona que a la fecha ha recibido dos Premios Nobel no compartidos: de
Química y de la Paz. Se destacó en diversas áreas como el estudio del enlace
químico y la estructura de las proteínas. Fue un activo militante por la causa del
desarme y la paz mundial.

16. PAULING POR GALEANO
Febrero 28. Cuando
 Cuando estaba bajando la escalera de caracol de un barco se le ocurrió que las
moléculas de las proteínas viajaban en espiral sobre suelo ondulado, eso resultó
ser un hallazgo científico.
 Cuando descubrió que los autos tenían culpa de lo mucho que él tosía, inventó el
auto eléctrico, que fue un fracaso comercial.
 Cuando se enfermó de los riñones y los medicamentos no lo mejoraban, se recetó
comida sana y vitamina C, y se curó.
 Cuando estallaron las bombas sobre Hiroshima y Nagasaki, fue invitado a dictar
una conferencia en Hollywood, y cuando descubrió que no había dicho lo que
quería decir, pasó a encabezar la campaña mundial contra las armas nucleares.
 Cuando recibió el premio Nobel por segunda vez la revista Life denunció que eso
era un insulto. En dos ocasiones el gobierno de los EEUU lo había dejado sin
pasaporte por ser sospechoso de simpatizante comunista y decir que Dios era una
idea no necesaria
Eduardo Galeano
Los Hijos de los Días

17. Electronegatividad de Pauling
en la Tabla Periódica

19. ENLACE COVALENTE
POLAR

20. Polaridad de enlace
La molécula de HCl es POLAR
porque posee un extremo
positivo y un extremo negativo
El par de electrones compartido se
encuentra más próximo al Cl que al H.
Sobre el Cl se establece una zona de carga negativa (- ) y
sobre el H una positiva (+ )
H Cl
••
••
+ -
••

21. ENLACE COVALENTE POLAR
• El átomo de cloro ejerce una fuerza de
atracción mayor que el de hidrógeno sobre el
par de electrones del enlace: el cloro es más
electronegativo que el hidrógeno
• Si bien la molécula de HCl es eléctricamente
neutra, la distribución de carga no es simétrica:
la zona próxima al átomo de cloro tiene una
mayor densidad electrónica que la cercana al
hidrógeno. Se forma un dipolo (dos polos)
eléctrico, con una zona positiva y otra negativa.

22. ENLACE COVALENTE POLAR

23. Algunas moléculas polares

24. Polaridad de Enlace
Ejercicio:¿Cuál de estos dos enlaces es más polar?
O—H O—F
= 3.5 - 2.1 3.5 - 4.0
1.4 0.5
O-H es más polar que O-F
Y la polaridad –con respecto al oxígeno- se invierte
O H
+-
O F
+ -

25. LOS LÍMITES NO SON TAN
CLAROS
Iónico y covalente apolar son tipos extremos
de enlace químico.
Pero el límite entre el enlace iónico y el
covalente polar no resulta tan claro. Qué
grado de polaridad es “admisible” para que el
enlace siga siendo considerado covalente?
Cuando existen dudas, es necesario recurrir al
análisis de las propiedades de la sustancia en
cuestión.

26. Polaridad molecular
Las moléculas POLARES (o dipolares) como el HCl y
H2O se orientan en un campo eléctrico

27. Moléculas de agua

28. Aplicaciones de la polaridad del H2O
Horno de
microondas

29. ENLACE METÁLICO

30. CRISTALES

31. CONDUCTIVIDAD
Dispositivo Las sustancias presentan
diferentes propiedades de
acuerdo a los enlaces que
unen las partículas que los
forman.
La conductividad eléctrica de
diversas soluciones, es una
de estas propiedades. Puede
probarse con un dispositivo
como el de la figura.