Revista de Química. Yesury Ollarves.

1. Enlaces Químicos
Yesury
Ollarves
Nro. De
Lista: 24
4to “B”

2. 2
ÍNDICE
Enlaces Químicos………………………………………………3
Electrones de Valencia………………………………………5
Enlace Iónico…………………………………………………….6
Enlaces Covalentes……………………………………………7
Enlaces Metálicos……………………………………………..8
Estructura de Lewis…………………………………………..9
Excepciones a la Regla del Octeto……………………11
Naturaleza del Enlace Covalente……………………..13
Electronegatividad y Polaridad de Enlaces
Covalentes………………………………………………………15
Entretenimiento……………………………………………..17
Bibliografía……………………………………………………..18

3. ENLACES QUÍMICOS
El término enlace
químico es utilizado para
referirse a la unión que existe
entre dos átomos, los cuales
pueden ser iguales o
diferentes, con el fin de
formar una molécula.
Los átomos están
compuestos por un núcleo
atómico y a la vez están
rodeados por electrones de
carga eléctrica negativa.
En términos químicos,
se dice que el fenómeno que
ocurre en un enlace químico
es una transferencia de
electrones entre átomos.
Los enlaces se forman
como consecuencia del
movimiento que existe entre
los electrones de valencia de
un átomo, que son los
electrones que se encuentran
en la capa más externa, es
decir, los del último
nivel energético, donde el
objetivo es alcanzar la
estabilidad química teniendo
ocho electrones en esta
última nube (que para ellos
se traduce en parecerse lo
más posible al gas noble más
cercano, tratando de copiar
su estructura).
3

4. Debido a que
la naturaleza de cada átomo es
diferente también existen
distintos tipos de enlaces
químicos, los cuales son: enlace
iónico, enlace covalente y
enlace metálico.
4
Muchos átomos se
vuelven estables cuando
su orbital de valencia está lleno
de electrones o cuando
satisfacen la regla del octeto (al
tener ocho electrones de
valencia).

5. 5
ELECTRONES DE
VALENCIA
Los electrones
que se encuentran en los
mayores niveles de
energía de determinado
átomo son llamados
electrones de valencia.
Son los que posibilitan la
reacción de un átomo
con otro, del mismo
elemento o de
elementos diferentes, ya
que tienen facilidad o
predisposición para
participar en los enlaces.
Sólo los electrones
que se encuentran en la
superficie externa del átomo
son capaces de interactuar con
electrones de otro átomo,
éstos son los electrones de
valencia.

6. 6
ENLACE IÓNICO
El enlace iónico se
refiere a las fuerzas
electroestáticas que
mantiene unidos a
iones positivos y
negativos. Ocurren
cuando reaccionan
elementos muy
electronegativos
(que tienden a ganar
electrones) con
elementos
electropositivos (que
tienden a perder
electrones)
Los compuestos
iónicos son
considerados
estrictamente neutros
a pesar de estar
compuestos por iones.
Esto se debe a que las
cargas de signo
contrario, positivas y
negativas, se
equiparan.

7. 7
ENLACES COVALENTES
El enlace
covalente es la fuerza de
unión de átomos debida a
la compartición de uno o
varios pared de electrones
de valencia. Se divide en
polares, no polares,
comunes y dativos.
El enlace
covalente polar es
formado por átomos
iguales generando
moléculas no polares,
mientras que el no polar
es producido entre átomos
diferentes con una
diferencia de
electronegatividad de
hasta 1,7.
Asimismo,
el covalente se define
por la característica de
que común cada
átomo que interviene
aporta un electrón al
par que comparte, a
diferencia del
covalente dativo, que
sólo un átomo aporta
el par de electrones
que comparte.

8. 8
ENLACES METÁLICOS
Es la unión de
los átomos en los
cristales metálicos
sólidos. Se forma debido
a que los metales
presentan pocos
electrones en su último
nivel.
Los átomos
liberan electrones, que
se convierten en
cationes (iones
positivos) que cumplen
la regla del octeto
electrónico.
Los electrones liberados se
mueven de un átomo a
otro y son propiedad de los
átomos en la red, sin tener
que estar ligados a uno
específicamente.

9. 9
Cuando
reaccionan dos átomos que
necesitan electrones para
adquirir la configuración
electrónica de un gas noble
y cumplir la regla del
octeto, la única posibilidad
es que compartan
electrones. Las estructuras
electrónicas resultantes se
llaman estructuras de
Lewis y permiten explicar la
formación de enlaces
covalentes.
Esta teoría
electrónica explica también
la formación de enlaces
covalentes entre
elementos metálicos y no
metálicos en los que la
diferencia de
electronegatividad no es muy
elevada, con lo que no llegan
a formarse iones por
transferencia electrónica.
ESTRUCTURAS
DE LEWIS

10. Las estructuras de
Lewis se representan
siguiendo los pasos a
continuación:
• Se determina el número
de electrones de la capa
más externa de todos los
átomos de la sustancia (1
en H, 4 en C, 5 en N, 6 en
O, 7 en Cl, etc…) y se
establece el número total
de pares de electrones a
distribuir.
• Se colocan los átomos
unidos entre sí por un par
de electrones. Las
distribuciones espaciales
de átomos suelen ser
simétricas.
• El número de pares
resultante se reparte
entre todos los átomos de
manera que se cumpla la
regla del octeto.
• Cada par de electrones se
representa por dos puntos
o una raya.
• Si no hay suficiente
número de pares de
electrones, se utilizan
enlaces dobles o triples
para alcanzar el octeto.
10

11. 11
EXCEPCIONES A LA 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.
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.
Existen excepciones
a esta regla. Los átomos que no
cumplen la regla del octeto en
algunos compuestos son:
Fósforo, Azufre, Selenio,
Silicio, en general se presenta
en elementos del grupo
principal a partir del tercer
periodo (nP, n≥3).
Estos elementos
tiene disponibilidad de alojar
mayor número de electrones
en los orbitales (n+1)P, dicho
comportamiento se llama
hipervalencia. Introducido por
primera vez en 1969 Jeremy
Musher.
El hidrógeno tiene
un sólo orbital en su capa de

12. electrones extra en subniveles.
Algunas moléculas o
iones sumamente reactivos
tienen átomos con menos de
ocho electrones en su capa
externa. Un ejemplo es el
trifluoruro de boro (BF3). En la
molécula de BF3 el átomo de
boro central sólo tiene seis
electrones a su alrededor.
valencia la cual puede
aceptar como máximo dos
electrones, junto con el
berilio que se completa con
una cantidad de cuatro
electrones y el boro que
requiere de 6 electrones, de
modo en que se elude a la
normativa que especifica
que todo elemento se
completa con 8 electrones a
su disposición. Por otra
parte, los átomos no
metálicos a partir del tercer
período pueden formar
"octetos expandidos" es
decir, pueden contener más
que ocho electrones en su
capa de valencia, por lo
general colocando los
12

13. 13
Naturaleza del Enlace
Covalente
En las sustancias
covalentes, los átomos que
conforman las moléculas
pueden compartir entre sí uno,
dos, tres o más pares de
electrones para alcanzar una
configuración electrónica
estable. Dependiendo del
número de pares de electrones
que se comparten entre dos
átomos, el enlace covalente
puede ser simple, doble o
triple.
•Enlace covalente simple: es
el que se forma cuando los
átomos que se unen
comparten un par de
electrones y cada uno aporta un
electrón, como en el caso del Cl2. Se
representa con una línea corta (–).
•Enlace covalente doble: se forma
cuando los átomos que se unen
comparten dos pares de electrones
y cada átomo aporta un par. Se
representa por dos líneas cortas (--
). se forma cuando se comparten
tres pares de electrones. Se
representa por tres líneas cortas (--
). Por ejemplo, en la molécula de
nitrógeno (N2), cada átomo de
nitrógeno tiene cinco electrones de
valencia; al compartir tres pares
electrones, completan el octeto.

14. 14
•Enlace covalente triple: se
forma cuando se comparten
tres pares de electrones. Se
representa por tres líneas
cortas (--). Por ejemplo, en
la molécula de nitrógeno
(N2), cada átomo de
nitrógeno tiene cinco
electrones de valencia; al
compartir tres pares
electrones, completan el
octeto.

15. 15
Electronegatividad y Polaridad
de Enlaces Covalentes
La tendencia de
un átomo para atraer
hacia él los electrones
en un enlace
covalente se conoce
como
su electronegatividad.
Un átomo
electronegativo atrae
los electrones y un
átomo
electropositivo los
cede. La
electronegatividad
aumenta a lo largo
de un periodo en la
Tabla periódica y
disminuye al bajar
en un mismo grupo.
(Por ejemplo, el flúor
es más
electronegativo que el
litio y más que el
cloro).

16. 16
en un mismo grupo.
También los
enlaces covalentes se
diferencian en polar y
apolar dependiendo de
la electronegatividad de
cada átomo.
Enlace covalente
apolar: cuando las
moléculas están
formadas por dos
átomos iguales, estas no
presentan diferencia en
la electronegatividad,
por lo cual son
conocidas como
moléculas apolares (sin
polos).
Los pares de
electrones
compartidos son
atraídos por ambos
núcleos con la
misma intensidad.
También se da el
enlace apolar
cuando la diferencia
de
electronegatividad
es inferior a 0,5.
Enlace covalente
polar: cuando los
átomos se enlazan,
tienen una
electronegatividad
diferente. En la
molécula se
establece
una zona donde se
concentra una
mayor densidad
electrónica,
originándose así un
polo positivo y uno
negativo. La zona
que pertenece al
átomo de mayor
electronegatividad,
será el polo
negativo y la de
menor
electronegatividad,
será la del polo
positivo.

17. 17
ENTRETENIMIENTO

18. Bibliografía
https://conceptodefinicion.de/enlace-quimico/
https://es.khanacademy.org/science/biology/chemistry--
of-life/chemical-bonds-and-reactions/a/chemical-bonds-
article
http://www.iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq
/temasweb/QUI2BAC/QUI2BAC%20Tema%208%20Enlace
%20quimico%20y%20propiedades%20de%20las%20susta
ncias/41_teora_electrnica_de_lewis.html
https://quimica.laguia2000.com/conceptos-
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http://cursa.ihmc.us/rid=1HG46SRMW-1N9T99B-
SY5/Enlaces%20covalentes.pdf
http://ocwus.us.es/quimica-organica/quimica-organica-
i/temas/1_estructura_y_enlace_en_los_compuestos_de_
carbono/leccion_1/pagina_09.htm
http://www.colombiaaprende.edu.co/sites/default/files/
naspublic/plan_choco/cie_8_b1_s8_est.pdf
Enciclopedia Estudiantil Santillana
18