1. COLEGIO ENRIQUE OLAYA HERRERA - IED
EDUCACIÓN AMBIENTAL – COMPONENTE ENTORNO QUÍMICO
GRADO 9° - 2014
Docente: Ricardo Rodríguez Salamanca
NOMBRE:_________________________________________ CURSO:___________Fecha:__________________________
GUÍA TALLER N° 4:
ENLACE QUÍMICO (INTRODUCCIÓN)
ENLACE QUÍMICO:
Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen
varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan
de mantener los átomos unidos, otras tienden a
separarlos. En la mayoría de los átomos, con excepción
de los gases nobles, las fuerzas atractivas son superiores
a las repulsivas y los átomos se acercan formando un
enlace. Así, se considera al enlace químico como la
fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro
de una molécula.
Para unirse dos o más átomos, hay unas reglas que se
siguen basadas en lograr una estabilidad que conduzcan
a un enlace químico. La principal de ellas es la Regla del
Octeto.
REGLA DEL OCTETO
Los átomos tienden a perder, ganar o compartir
electrones en forma tal que queden con un total de 8
electrones en su último nivel o capa de valencia , donde
esta configuración les proporciona gran estabilidad, ya
que los asemeja al gas noble más cercano.
Cuando los átomos ganan o pierden electrones se
denominan iones. Estos átomos o conjunto de átomos
que poseen carga eléctrica. Se clasifican en su carga
eléctrica en:
Catión: ion con carga positiva. Ejemplo: Ca+2
ion calcio,
NH4+ ion amonio
Anión: ion con carga negativa. Ejemplo: Br-
ion bromuro,
ClO2-
ion clorito
EJEMPLOS:
El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede
perder fácilmente su electrón 3s.
Na0 → Na+ + 1e-
Átomo de sodio catión de sodio
1s2
2s2
2p6
3s1
→ 1s2
2s2
2p6
+ 1e-
La estructura electrónica del ion sodio resultante es
exactamente igual a la del gas noble neón. Este ion es una
especie muy estable.
Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de
valencia y alcanzar la configuración estable de 8
electrones. El cloro es un ejemplo:
Cl0 + 1e- → Cl-
átomo de cloro anión cloruro
1s2
2s2
2p6
3s1
+ 1e-
→ 1s2
2s2
2p6
3s2
TIPOS DE ENLACE QUÍMICO:
No siempre se van a ganar o perder electrones cuando se
hace enlaces entre átomos. Algunas veces para
completar el octeto se unen dos átomos iguales o con la
misma cantidad de electrones de valencia, por lo cual
terminan compartiéndose los electrones. Todo esto
depende de características como el carácter metálico, la
electronegatividad e incluso el tamaño atómico.
La clasificación de los enlaces químicos es la siguiente:

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TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
TIPO DE ENLACE CARACTERÍSTICAS EJEMPLO:
ENLACE
IONICO:
Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al
intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una
fuerza de atracción electrostática que los enlaza.
Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades (mayor de 1.7) ,
los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII
A.
Es común entre metales y no metales.
Estos enlaces son muy fuertes, por lo tanto generan altos puntos de fusión y de ebullición. Por lo
general, los compuestos iónicos son solubles en agua.
ENLACE
COVALENTE
Enlace característico entre no metales. Se presenta cuando se comparten uno o más pares de
electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña (menor a 1.7).
Por lo general, estos enlaces son débiles y sus puntos de fusión y ebullición son bajos. Forman
compuestos moleculares que muchas veces son insolubles en agua, aunque si hay diferencias de
electronegatividad pueden disolverse en agua porque son polares.
Se clasifica en:
Enlace
covalente
apolar:
Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo
elemento presentan este tipo de enlace.
Enlace
covalente
polar:
Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales
Enlace
covalente
coordinado:
Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo
aporta el par de electrones compartidos. La diferencia de electronegatividad es
cercana entre sí, pero no influye principalmente, ya que depende de la
presencia de pares de electrones libres (principalmente entre no metales de los
grupos VIA y VIIA).
ENLACE
METÁLICO
Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su
periferia. Es decir, los electrones se mueven dentro de una nube de electrones, lo cual explica la alta conductividad eléctrica y los muy
elevados puntos de fusión y ebullición de los metales como el hierro, el zinc, el cobre, etc. Es propio de los metales de transición.

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CÓMO SE DETERMINA EL TIPO DE ENLACE ENTRE DOS ÁTOMOS:
Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace
que se formará:
 Si es mayor que 1.7 = se formará un enlace iónico,
 Si es mayor que 0.5 y menor a 1.7 = Es enlace covalente polar
 Si es igual a 0 o menor que 0.5= Es covalente puro (o no polar).
EJEMPLOS:
 Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauling, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44,
por lo tanto la diferencia de electronegatividades será:
3.44 - 2.2 = 1.24 → 1.24 es menor que 1.7 y mayor que 0.5.
Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.
ACTIVIDAD
1. En un cuadro resumen reúna los tipos de enlaces según las siguientes características:
Tipo enlace Átomos donde
ocurre
Diferencia de
electronegatividad
Fuerza Puntos de fusión y
ebullición
Iónico
Covalente polar
Covalente apolar
Covalente coordinado
Metálico
2. Para los siguientes pares, completar esta tabla:
Elemento
1
Elemento
2
C. metálico
Elemento 1
C. metálico
Elemento 2
E/neg.
E1
E/neg.
E1
Diferencia Tipo de enlace
K Cl
Na F
Rb S
O S
N O
N N
Be Br
H Cl
H F
Sb Br
C O
C S
Mg P
Sr Cl
Li H

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Elemento
1
Elemento
2
C. metálico
Elemento 1
C. metálico
Elemento 2
E/neg.
E1
E/neg.
E1
Diferencia Tipo de enlace
Se Cl
N Cl
As O
H N
Sb H
TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES
N° Atómico Nombre Símbolo Electronegatividad
1 Hidrógeno H 2.2
3 Litio Li 0.98
4 Berilio Be 1.57
5 Boro B 2.04
6 Carbono C 2.55
7 Nitrógeno N 3.04
8 Oxigeno O 3.44
9 Flúor F 3.98
11 Sodio Na 0.93
12 Magnesio Mg 1.31
13 Aluminio Al 1.61
14 Silicio Si 1.9
15 Fósforo P 2.19
16 Azufre S 2.58
17 Cloro Cl 3.16
19 Potasio K 0.82
20 Calcio Ca 1.0
31 Galio Ga 1.81
32 Germanio Ge 2.01
N° Atómico Nombre Símbolo Electronegatividad
33 Arsénico As 2.18
34 Selenio Se 2.55
35 Bromo Br 2.96
37 Rubidio Rb 0.82
38 Estroncio Sr 0.95
49 Indio In 1.78
50 Estaño Sn 1.96
51 Antimonio Sb 2.05
52 Telurio Te 2.1
53 Yodo I 2.66
55 Cesio Cs 0.79
56 Bario Ba 0.89
81 Talio Tl 1.62
82 Plomo Pb 2.33
83 Bismuto Bi 2.02
84 Polonio Po 2.0
85 Astato At 2.2
87 Francio Fr 0.7
88 Radio Ra 0.9