1) El documento trata sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. 2) Explica las características de cada tipo de enlace, como la transferencia de electrones en los enlaces iónicos y la compartición de electrones en los enlaces covalentes. 3) También discute conceptos como electrones de valencia, estructura de Lewis, y polaridad en los enlaces.

1. Profe: ERIKA
Alumno:
Anderson León
4to ¨B¨
Republica Bolivariana De Venezuela
Ministerio del poder popular para la
Educación
E.U. Instituto La Salle
EDO - LARA

2. Introducción
En este Trabajo venimos a aprender sobre los enlaces
Químicos y sus componentes , estos enlaces químicos se
tratan de la fuerza que une o enlaza a dos átomos o tan bien
pueden ser que es la fuerza existente entre los átomos una
vez que se ha formado un sistema estable.
Aparte vamos a saber un poco mas de Tipos de enlace
Estructura de Lewis Electrones de valencia y otras cosas las
cuales podemos prender
Espero que les guste mi Trabajo.

3. Índice
1-enlace Químico
2-tipos de enlace
3-electrones de valencia
4-covalente y metarlicol
5-estructura de Lewis
6-excepciones a la regla del octeto
7-naturaleza del enlace covalente (Simple, Doble , Triple)
8-Conclusion
9-Donde saque el material

4. Enlace Químico
Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o
distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces
iónicos, enlaces
covalentes y enlaces dativos. Los enlaces se
producen como resultado de los movimientos de
los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero no
cualquier
electrón, puede formar un enlace, sino solamente
los electrones del último nivel energético (más
externo). A estos se les llama electrones de
valencia
Una definición más sencilla es que un Enlace Químico es la fuerza existente entre
los átomos una vez que se ha formado un sistema estable. Las
moléculas, cristales, metales y gases diatónicos (que forman la mayor
parte del ambiente físico que nos rodea) están unidos por enlaces
químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la
materia.

5. Las cargas opuestas se atraen porque al estar unidas adquieren una situación más
estable que cuando estaban separadas. Esta situación de mayor estabilidad suele
darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel
es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los
electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que
los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del
núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del
tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen
que los núcleos se atraigan mutuamente.
Enlace iónico
consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de
enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy
electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y
como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo)
y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia
de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos
después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración
externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una
transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los
iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los
vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl-
y Na+
. De esta forma cada ion Cl-
queda rodeado
de seis iones Na+
y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario
que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6
para ambos
Los compuestos iónicos estado sólido forman estructuras reticulares cristalinas. Los dos factores principales
que determinan la forma de la red cristalina son las cargas relativas de los iones y sus tamaños relativos.
Existen algunas estructuras que son adoptadas por varios compuestos, por ejemplo, la estructura cristalina
del cloruro de sodio también es adoptada por muchos haluros alcalinos y óxidos binarios, tales como MgO.

6. Propiedades de los compuestos iónicos
Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las
fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que
las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para
fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía
necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que
es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los
correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía
reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de
aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a
distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de
signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias
cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas.
Esto
se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las
negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor
absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por
su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un
de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal
provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia
cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera
una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez

7. arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de
disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la
reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean
solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la
energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es
muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía
reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado
Enlace covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración
electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla
periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a
la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma
la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no
metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que
Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de
electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los
átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado
compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene
seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace
que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares
electrónicos compartidos, independientemente de su número.

8. Fuerzas intermoleculares
A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas.
Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden
considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre
moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula
no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en
tres moléculas no polares).
Propiedades de los compuestos covalentes
Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las
sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles
fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de
punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias
covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos
covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de
ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos
entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume
enormes cantidades de energía
Electrovalencia y covalencia
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento
cualquiera a partir de su configuración electrónica.
La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que
ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.

9. La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados
que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre
que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.
ENLACE METÁLICO
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice
de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las
caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación
ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de
electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso
inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible
suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de
pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos.
Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una
serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube
que mantiene unido al conjunto.
POLARIDAD DE LOS ENLACES
En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá
mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas
fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un
desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más

10. electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de
carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor
electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción
de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una
positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un
enlace intermedio entre el covalente y el iónico.
Electrones de valencia
Los electrones de valencia son cualquiera de las partículas que se
encuentran cargadas de forma negativa y que son fundamentales en la
región más externa de los átomos la cual participa de forma activa en la
formación de los diferentes enlaces químicos. Cualquiera que sea el tipo de
enlace químico ya sea iónico, covalente o metálico que se da entre los
átomos, los cambios que se dan en la estructura atómica se restringen a
los electrones externos o de valencia. Son más débilmente atraídos por
el núcleo atómico positivo que los electrones internos y, por lo tanto,
pueden ser compartidos o transferidos en el proceso de unión con átomos
adyacentes. Los electrones de valencia también participan en la conducción
de corriente eléctrica en metales y semiconductores
Cuáles son los electrones de valencia
Los electrones de valencia son aquellos electrones que se encuentran ubicados en la capa más externa de
un átomo y son los encargados de realizar la interacción de cada elemento con otros para poder
formar enlaces, y de la estabilidad y fuerza de estos. El lugar donde se encuentran ubicados los electrones
de valencia corresponde al último nivel del átomo. O más bien lo que sería el orbital más lejano. Los enlaces
que se forman pueden ser iónicos, covalentes o de traslape de orbitales. En el enlace iónico los electrones
de valencia son cedidos por un átomo y ganados por el átomo que posee una mayor afinidad por los

11. electrones. En el enlace covalente, los electrones de valencia no son cedidos ni ganados, sino que por el
contrario son compartidos.
Los enlaces que forman los electrones de valencia pueden darse de diferentes formas, ya sea por el
intercambio de los electrones, por compartición de pares entre los átomos en cuestión o por el tipo
de interacción que se da en el enlace metálico, que consiste en un “traslape” de bandas. Dependiendo del
número de estos electrones, será el número de enlaces que puede formar cada átomo con otro u otros.
Para que sirven
Cuando los átomos forman enlaces, solamente lo hacen a través de
sus electrones más externos, aquellos que se ubican en el último nivel
de energía, denominados electrones de valencia. Los electrones de valencia
son los que permiten que se dé la reacción de un átomo con otro, ya sea
del mismo elemento o de elementos diferentes, ya que tienen la facilidad o
predisposición para participar en los enlaces
Cómo sacar los electrones de valencia
Para los químicos es de suma importancia saber cómo encontrar en número de los
electrones de valencia para un átomo en particular, ya que con ello pueden llegar a
determinar los enlaces químicos que este puede formar. Para poder realizarlo se necesita
una tabla periódica y los pasos siguientes:
Si se utiliza una tabla periódica, se puede observar que cada columna vertical tiene un
número y éste pertenece a los electrones de valencia. En caso de no tener columnas
numeradas, se procede a asignarles un número empezando por el 1 y terminando en el
número 18.
Los electrones de valencia se pueden encontrar buscando el número del grupo del elemento
que se vaya a estudiar, pero para los metales de transición no existe
un patrón determinado para seguir, por lo general el número del grupo corresponde a
un rango de posibles cantidades de electrones de valencia, éstos son:
Grupo 3: 3 electrones de valencia

12. Grupo 4: 2 a 4 electrones de valencia
Grupo 5: 2 a 5 Grupo 6: 2 a 6
Grupo 7: 2 a 7
Grupo 8: 2 o 3
Grupo 9: 2 o 3
Grupo 10: 2 o 3,Grupo 11: 1 o 2 Grupo 12: 2
Estructuras de Lewis
Electrones de valencia: son los
electrones que se encuentran en
los mayores niveles de energía del átomo, siendo estos los responsables de la interacción
entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma. Los electrones en los niveles de energía externos son
aquellos que serán utilizados en la formación de compuestos y a los cuales se les denomina como electrones de valencia.
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.
Reglas para representar las estructuras de Lewis
(Tomado de: J. E. Packer y S. D. Woodgate, J. Chem. Educ. 1991, 68, 456-458).
(A) Determinar el número total de electrones de valencia en la especie mediante la suma del número de electrones de valencia de cada átomo. Si
la especie es aniónica añadir la carga total del ión y si es catiónica substraer dicha carga total del ión.
(B) Situar los átomos en sus posiciones relativas y dibujar una línea representando un enlace simple de dos electrones entre los átomos que se
hallan unidos.
(C) Distribuir el resto de electrones por parejas entre los átomos unidos al central hasta un total de 8 electrones (excepto para el hidrógeno). Si
sobran electrones se situarán en el átomo central.

13. (D) Si el átomo central se halla rodeado de menos de 8 electrones mover pares de electrones no compartidos de los átomos unidos al central
(excepto si estos son ha1ógenos) convirtiéndolos en pares de electrones de enlace (entre dicho átomo y el central) hasta conseguir un máximo de 8
electrones para dicho átomo.
(E) Contar el numero de electrones de enlace (compartidos) y de no enlace de cada átomo. Evaluar la carga formal de cada átomo comparando el
resultado con el número de electrones de valencia en el átomo neutro. Representar las cargas formales no nulas.
(F) Para los átomos centrales a partir del segundo periodo mover pares de electrones de no enlace adicionales a posiciones de enlace hasta
que la carga formal del átomo central sea uno o cero.
Regla del Octeto
La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a
otros en el intento de completar su capa de valencia (ultima capa de la electrosfera).
La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de
electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando
presenta en su capa de valencia 8 electrones
Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los
enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia.
Por ejemplo tenemos:
Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto.
Los diferentes colores de electrosfera mostrados en la figura nos ayudan a interpretar lo siguiente:
1 – Átomos de Oxigeno poseen seis electrones en la capa de valencia (anillo externo en la figura)
2 – Para volverse estables precisan contar con ocho electrones. ¿Y como lo logran entonces?
Comparten dos electrones (indicado en la unión de los dos anillos), formando una molécula de gas oxígeno
(O2)
La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de
electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas
noble).
Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.
Excepciones a la regla del Octeto
Berilio (Be)
Es una excepción a la regla del Octeto porque es capaz de formar compuestos con dos enlaces simples,
siendo así, se estabiliza con apenas cuatro electrones en la capa de valencia.

14. Como el hidrógeno (H) precisa ceder dos electrones para realizar el enlace (H ― Be
― H), el átomo de Berilio (Be) comparte sus electrones y alcanza la estabilidad.
Enlace Covalente Simple
Ej. Molécula de Hidrógeno (H2)
En la molécula de hidrógeno, apenas son compartidos dos electrones, siendo un enlace covalente simple, que se representa
con un trazo entre los símbolos químicos H – H.
Enlace Covalente Doble
En un enlace covalente doble, los núcleos de los átomos comparten más que dos electrones.
Ej. Molécula de Oxígeno
Z=8
Distribución electrónica < —- > 2-6
Como el átomo de oxígeno tiene seis electrones de valencia, va a compartir dos electrones con el otro átomo.
Cada átomo de oxígeno pasa a quedarse con ocho electrones de valencia, adquiriendo la configuración electrónica de un gas
noble (muy estable).
Enlace Covalente Triple
Ej. Molécula de Nitrógeno (7N)
Z= 7
Distribución Electrónica —- > 2-5
Como el átomo tiene 5 electrones de valencia, va a compartir tres electrones con el otro átomo de nitrógeno.
En este enlace, son compartidos tres pares de electrones. El átomo de hidrógeno pasa a tener ocho electrones de valencia,
configuración semejante a la de un gas noble.
Enlace Covalente Simple Apolar
Ej. Molécula de Hidrógeno (H2) —- > H – H
El enlace covalente es entre átomos iguales:
La nube electrónica está igualmente distribuida por los núcleos de los átomos; Estando la nube electrónica enlazada, no se formarán
polos y el enlace se vuelve un covalente simple apolar.

15. Enlace Covalente Simple Polar
Ej. Fluoruro de Hidrógeno (HF) —- > H – F
El enlace covalente es entre átomos diferentes;
La nube esta mas orientada hacia el núcleo del átomo de flúor porque este atrae mas para si los electrones compartidos,
formándose así polos.
Sustancias Covalentes – son sustancias sólidas, constituidas por átomos unidos por enlaces covalentes, formando estructuras
“gigantes”.
El diamante y el grafito son variedades de carbono puro y se dicen formas alotrópicas del carbono
Conclusión
En este trabajo aprendí sobre los enlaces químicos enlaces covalentes enlaces covalente
triple , simple apolar polar y doble
Así como también aprendí de la estructura de Lewis, Regla de octeto y los electrones
De las valencia
Le dedique trabajo para poder aprender y salir bien en este trabajo
Espero que les guste
Gracias Por ver mi Trabajo.