1. ENLACE
QUÍMICO
CRISTHIAN Y. HILASACA ZEA

2. INTRODUCCIÓN
Por los conocimientos que tenemos hasta el momento,
sabemos que existen al menos 103 elementos en la
tabla periódica. Pero en la naturaleza existen mucho
más sustancias que esos 103 elementos.
Entonces cabe preguntarse: ¿Cómo interactúan entre sí
estos elementos?
Obviamente ha de existir una “forma” en que estos
elementos se unan entre sí, para generar más
sustancias y compuestos.
La “forma” en que se unen estos elementos es
mediante enlaces.

3. ¿PORQUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?
Los átomos, moléculas e iones y se unen
entre sí porque al hacerlo se llega a una
situación de mínima energía, lo que
equivale a decir de máxima estabilidad.
Son los electrones más externos, los
también llamados electrones de valencia
los responsables de esta unión, al igual que
de la estequiometria y geometría de las
sustancias químicas

4. ¿Qué es un enlace?
En palabras muy simples, un enlace es una
fuerza que mantiene unidos a grupos de dos o
más átomos, de tal forma que hace que
funcionen como una sola unidad.

5. ¿Qué es un enlace?
Un enlace es la fuerza que existe entre
dos átomos, cualquiera sea su
naturaleza, debido a la transferencia
total o parcial de electrones.
De esta forma adquieren ambos una
configuración electrónica estable, la que
correspondería a un gas noble.

6. La respuesta a qué es un enlace no es tan simple, debido a que existen al menos tres
modelos que explican cómo se unen los átomos.
Estos modelos son:

7. ENLACE QUÍMICO

8. Fuerzas intermoleculares: son aquellas que se presentan entre moléculas
individuales.
Ejemplo, los puentes de Hidrógeno
en el agua o las fuerzas de Van der
Waals en algunos compuestos
orgánicos.

9. Fuerza intramoleculares o interatómicos son aquellas que se presentan
entre los átomos de la misma molécula.
Ejemplo típico, los puentes de
hidrógeno que se forman entre las
bases nitrogenadas de la hebra
helicoidal del ácido desoxirribonucléico
y que le confieren su estabilidad
estructura

10. Electrones de Valencia
SON LOS ELECTRONES QUE SE ENCUENTRAN EN
EL ULTIMO NIVEL DE ENERGÍA

11. ESTRUCTURA DE LEWIS
• Representación de los electrones de valencia.
• Se anota el elemento y los electrones se representan con puntos o cruces.

12. Estructura de LEWIS
Los átomos se representan con su símbolo y alrededor de ellos se colocan los
electrones de valencia, representados mediante puntos o barras, según
corresponda.
Notación de la estructura de
Lewis en forma de puntos.
Cantidad de electrones de
valencia por grupo.

13. Estructura de LEWIS
Representación de la estructura de Lewis en la tabla periódica

14. Regla del Octeto

15. Regla del Octeto

16. Escribe la configuración electrónica de los siguientes átomo e
iones. Luego desarrolla sus respectivos símbolo de Lewis:
a) S Z= 16
b) Ar Z= 18
c) Al Z= 13
d) Si Z= 14
e) O2-
Z= 8
f) N 3-
Z= 7
g) Ca2+
Z= 20

18. Determine cuántos electrones deben ganar o perder los
siguientes elementos para tener una configuración de gas
noble más cercano ¿Qué ión podrían formar?
a) Li Z= 3
b) Al Z= 13
c) F Z= 9
d) S Z= 16

20. Estructura del átomo
Capas electrónicas
Electrones y capas electrónicas
1ª: 2 electrones (2).
2ª y 3ª: 8 electrones (2 + 6).
4ª y 5ª: 18 electrones (2 + 6 + 10).
6ª y 7ª: 32 electrones (2 + 6 + 10 + 14).
Electrones
Lewis afirmar que la configuración electrónica de los gases nobles es la de
mayor estabilidad para cualquier clase de átomo, es por eso que los átomos intentan
llegar a esa configuración mediante enlaces con otros átomos, siguiendo así la REGLA
DEL OCTETO.

21. Configuración electrónica
Nos dice como están ordenados los
electrones en los distintos niveles de
energía, es decir, como están
distribuidos alrededor del núcleo de su
átomo.
Es muy útil (imprescindible) para
hacer el ENLACE COVALENTE y
los ENLACES IÓNICOS y conocer los
llamados electrones de valencia.

22. Enlace Químico
Gases nobles Únicos átomos libres en la naturaleza.
Última capa electrónica completa.
Situación muy estable.
No cambia.
Los demás átomos tienden a completar
su última capa para conseguir una
situación más estable.
REGLA DEL OCTETO

23. Enlace Químico
Acercamiento entre
dos o más átomos.
Fuerza de atracción
entre los electrones
de los átomos y el
núcleo de uno u otro
átomo.
Fuerza
suficientemente
grande.
ENLACE QUÍMICO
Átomos ceden, aceptan o
comparten electrones,
siendo los electrones de
valencia quienes
determinan las
características de enlace.

24. Enlace Químico
• ENLACE IÓNICO
• ENLACE COVALENTE
• ENLACE METÁLICO
Átomos que tengan pocos electrones en su última capa
de valencia y átomos que necesiten pocos electrones en
su última capa de valencia (entre 1 y 4). Uno de esos
átomos cede sus electrones al otro.
Sustancias cuyos átomos necesitan ganar electrones
para completar sus capas más externas, sin haber
transferencia de electrones, porque ningún átomo puede
perderlos, de manera que los comparten. Los electrones
pertenece a dos átomos distintos, está compartido.
Mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos
átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros,
lo que produce estructuras muy compactas.

25. ENLACE
QUÍMICO
Buscar estabilidad
energética
Ganar o perder
electrones
Compartir
electrones
FUERZAS QUE
MANTIENEN UNIDOS A
LOS ATOMOS

27.  En este proceso de transferencia de electrones se forman iones. El
átomo que pierde electrones queda cargado positivamente y se
llama catión. El átomo que gana electrones queda cargado
negativamente y se llama anión.
 Ambos iones adquieren la configuración de un gas noble.
 Generalmente, estos enlaces se formar por la unión de elementos
con una gran diferencia de electronegatividad, de mas 1, 7.
 En este caso los enlaces mas comunes serán entre los grupos IA II A
con VI A Y VIIA
ENLACE IÓNICO

29.  Sólidos a temperatura ambiente
 Duros y frágiles
 Solubles en agua y en otros solventes polares
 Conducen corriente eléctrica cuando están fundidos y en
solución, no en solidos
 Tienen altos puntos de fusión y ebullición
 Al disolverse en agua se disocian
CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE IÓNICO

30. No deja de ser curiosa la forma en que dos elementos que en
sus estados puros son peligrosos (el Na es un metal corrosivo y el
Cl es un gas venenoso), al combinarse forman un compuesto que
nosotros usamos diariamente en nuestras comidas: la sal.
Enlace iónico
Na Cl NaCl
+ =

31.  El Na entrega un electrón (el de su último nivel) al Cl,
transformándose en el catión Na+.
 El Cl acepta este electrón, transformándose en el anión Cl-.
 Ahora ambos átomos tienen 8 electrones en su último nivel. Es
decir, adquirieron la configuración electrónica de un gas noble.
ENLACE IÓNICO

33. se ordenan
manera más
 Los iones en los compuestos iónicos
regularmente en el espacio de la
compacta posible.
 Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando
lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres
direcciones del espacio.
ESTRUCTURA CRISTALINA

41. Se producen cuando dos átomos
comparten sus electrones de valencia.
Esto ocurre entre átomos con tendencia
a ganar electrones, es decir entre no
metales con alta electronegatividad.
ENLACE COVALENTE

42. Clasificación
enlace
covalente
Según número de
electrones porenlace
Simple
Doble
Triple
Según la diferenciade
electronegatividad
Enlace covalente polar
Enlace covalente apolar

43. Cuando los átomos comparten
un par de electrones se llama
enlace simple
Se forma el enlace triple
cuando los átomos comparten
tres pares de electrones.
Se forma el enlace doble
cuando los átomos comparten
dos pares de electrones

45. Rango de Electronegatividad:
∆EN es menor a 1,7 Enlace Polar
∆EN = 0 Enlace Covalente Apolar
¿COVALENTE POLAR O APOLAR?

46. Se produce cuando uno
de los átomos ejerce
mayor atracción sobre los
electrones
elemento
del otro. El
con mayor
electronegatividad
atraerá a los electrones
del átomo menos
electronegativo,
generando carga parciales
positivas y negativas.
ENLACE COVALENTE POLAR

47. Este tipo de enlace se
iguales. La distribución
produce generalmente entre átomos
electrónica de los electrones esta
preferentemente equilibrada entre los átomos.
Se produce generalmente cuando las electronegatividades es 0
ENLACE COVALENTE APOLAR

53. H2SO4

58. Solubilidad de sustancias iónicas.
Las sustancias iónicas (sales como el NaCl) son solubles en disolventes
formados por moléculas polares, En cambio, nolo son en disolventes
apolares (benceno, cetona,eter,…)
Solubilidad de sustancias covalentes.
Las sustancias covalente pueden ser solubles o insolubles en disolventes polares.
La solubilidad va a depender de la polaridad de la molécula covalente:
• Covalente apolar  insoluble
• Covalente polar  soluble

64. Fuerzas Ion-Dipolo.
En una sustancia iónica , los iones pueden interactuar con los polos de una
molécula covalente polar . El polo negativo de una molécula atrae al ion
positivo y el polo positivo atrae al ión negativo , como ejemplo podemos citar
la interacción del agua con el NaCl

69. GEOMETRÍA MOLECULAR
La geometría molecular determina la disposición tridimensional de los átomos que forman
una molécula . Esta dependerá del número de electrones de valencia de los átomos que
forman la molécula , ya que estos son los que intervienen en un enlace químico . Una
molécula adoptará la geometría en la que la repulsión de los electrones de valencia sea
mínima. La geometría molecular se estudia a través del modelo RPECV , cuyas siglas
significan repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia , según este modelo
todos los electrones que hay alrededor del átomo central , incluyendo los enlazantes y los
no enlazantes desempeñan un papel fundamental en la geometría de la molécula .
El modelo RPECV considera para el diseño de la geometría molecular la siguiente
nomenclatura:
A: Corresponde al átomo central
X : Ligandos unidos al átomo central (pueden ser enlaces simples,
dobles o triples)
E : Pares de electrones libres o solitarios que quedan en torno al átomo central.

72. Resumen

73. Bibliografía
•http://iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/asignaturas/fq4eso/mater
ialdeaula/FQ4ESO%20Tema%201%20Enlace%20quimico/index.html
•http://trabajoparapatricia.blogspot.com.es/2014/08/como-se-forman-
loscompuestos-quimicos_15.html
•http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso
/materiales/enlaces/enlaces1.htm
•http://elenlacequimicoaprendiendomasfacil.blogspot.com.es/
•http://www.areaciencias.com/quimica/configuracion-electronica.html
•https://www.youtube.com/watch?v=motuaHR7zIs