El documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos e intermoleculares. Define cada tipo de enlace y describe las características que los distinguen, como la transferencia de electrones, el compartir electrones, y las fuerzas entre moléculas. El objetivo es comprender cómo se forman los enlaces químicos a nivel atómico y molecular.

1. UNIDAD: TEORÍA DE
ENLACE QUÍMICO Y
NOMENCLATURA
INORGÁNICA
Objetivo: Realizar la estructura de Lewis y
predecir sus posibles enlaces químicos.

2. Problema
1. La mina de un lápiz se compone de grafito y
arcilla. El grafito es una sustancia simple
formada por átomos de carbono. Existe otra
sustancia simple formada también por
átomos de carbono llamada diamante.
¿Cuál es la causa de que ambas sustancias
tengan propiedades tan distintas y sin
embargo estén formadas por el mismo tipo
de átomo?

3. ¿Qué entendemos por enlace
químico?
 Se refiere al conjunto de fuerzas que
mantienen unidos a los átomos, iones o
moléculas que forman parte de la materia.
 Para explicar la formación de estos enlaces,
debemos recordar el concepto de electrones
de valencia.

4. Recordemos
 Realizar la configuración electrónica de un
elemento químico.
 12
6
C = 1s2 2s2 2p2
Último nivel de energía
4 electrones de valencia

5. Electrones de valencia
 Por lo tanto, los electrones
de valencia son aquellos que
se ubican en el último nivel
de energía.
 Son los responsables de las
reacciones químicas, los que
se consideran para el
proceso de formación de
enlaces químicos.

6. Pasos para determinar
electrones de valencia
1. Conocer el número
atómico (Z)
14
7 N (Z = 7)
2. Escribir la configuración
electrónica.
1s2 2s2 2p3
3. Marcar el último nivel de
energía.
1s2 2s2 2p3
4. Sumar los electrones del
último nivel de energía.
e – valencia: 5

7. Estructura de Lewis
 Es una forma de representar de manera
sencilla la formación de enlaces químicos y
que consiste en poner el símbolo del
elemento rodeado de sus electrones de
valencia, los que se simbolizan por puntos
o cruces.

8. Pasos para determinar la
estructura de Lewis
Primero: se siguen los pasos para
determinar los electrones de valencia.
1s2 2s2 2p3
Electrones de valencia: 5
Segundo: se determina el orden en que
se deben poner los electrones
aplicando la regla de Hund
Tercero: se anota el símbolo y, a su
alrededor, con puntos o cruces, los
electrones de valencia.
.
: N .
·

9. Ejercicios
 Plantea las estructuras de Lewis de los
siguientes elementos:
a) 9 F
b) 19 K
c) 8 O

10. ¿Por qué se forman los
enlaces?
 Todo elemento químico forma enlaces para
ganar estabilidad, es decir, para parecerse a
los gases nobles, completando o llenando el
último nivel de energía.
 Para logar dicha estabilidad los elementos
pueden ganar electrones, perder electrones,
compartirlos o bien establecer interacciones
entre las moléculas.

11. Metales (cede electrones)
Aluminio (Z=13)
No metales (captan
electrones)
Azufre (Z=16)
Átomo Al = 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p1
: Al .
S = 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p4
. .
. S .
. .
Ion Al 3 +
1s2 2s2 2p6 (Al) 3+
S 2-
1s2 2s2 2p6 3s 2 3p4
. .
( : S : ) 2 –
. .
Gas noble más
cercano
Ne 1s2 2s2 2p6
. .
: Ne :
. .
Ar 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6
. .
: Ar :
. .

12. Sin embargo, existen reglas que indican cuando
un átomo alcanza estabilidad…
 Regla del octeto: cuando los átomos forman
enlace deben completar su última capa, ya sea
cediendo, captando o compartiendo
electrones, así, adquirirán la configuración
electrónica del gas noble más cercano.
Cuando se completa con ocho electrones se
dice que se cumplió con la regla del octeto.

13.  Regla del dueto: Existen otros átomos que
completan su última capa con sólo dos
electrones, se dice que cumple con la regla
del dueto. Estos son: hidrógeno, litio y berilio.

14. Enlace químico
Intramoleculares
Iónico Covalente
Simples, dobles,
triples
Dativo o
coordinado
Metálico
Intermoleculares
Entre moléculas
iguales o
diferentes

15. Enlace iónico
 Se produce por la transferencia de electrones de
un átomo a otro; generalmente entre un elemento
metálico (que cede electrones) y un no metal (que
capta electrones). Producto de lo anterior, el metal
se convierte en catión y el no metal en anión.
11 Na = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s1  Estructura de Lewis  Na .
17 Cl = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s2 3 p 5  Estructura de Lewis  : Cl .
. .
. .

16.  En general si la diferencia de
electronegatividad entre dos átomos es
mayor a 2 unidades, estos podrán unirse
por enlace iónico.
 En un compuesto iónico, cada ión se
rodea de iones del signo contrario, dando
lugar a una estructura ordenada que se
extiende en todas direcciones, llamada
red cristalina.

17. Enlace iónico

18. Enlace Covalente
 Es la fuerza de atracción entre átomos no
metálicos de igual o diferente
electronegatividad, cuando se comparten
sus electrones de valencia para formar
moléculas.
 En general si la diferencia de
electronegatividad entre dos átomos es
menor a 2 unidades, estos podrán unirse
por enlace covalente (no metal- no metal).

19. Enlace covalente
 Dependiendo de cuantos electrones se
comparten en la molécula el enlace
puede ser covalente simple, doble o
triple:
Covalente simple Covalente
doble
Covalente
Triple

20. Enlace Covalente
 Enlace Covalente Apolar: Se forma entre
átomos del mismo elemento o átomos de
distinto elemento pero con
electronegatividades similares (E.N= 0- 0,4)

21. Enlace Covalente
 Enlace Covalente Polar: Se forma entre
átomos distintos (E.N= 0,5- 1,9) en este
caso se formarán dos polos en la molécula,
uno positivo y uno negativo.

22. Enlace covalente
 Enlace Covalente Coordinado o dativo:
Cuando el par de electrones compartidos pertenece
solo a uno de los átomos se presenta un enlace
covalente coordinado o dativo. El átomo que
aporta el par de electrones se llama donador
(menos electronegativo) y el que los recibe
receptor o aceptor( más electronegativo).

23. Enlace Metálico
 Es la fuerza de atracción que se establece entre
un gran número de iones positivos que se
mantienen unidos por una nube de electrones.
 La red cristalina de un metal está compuesto
por un número indefinido de iones positivos
(cationes) que se encuentran rodeados por una
nube electrónica formada por los electrones de
valencia de los átomos metálicos. La
deslocalización de estos electrones se traduce
en una gran fuerza de cohesión.

24. Los electrones de valencia se mueven a
través del metal. Forman enlaces
deslocalizados con los iones positivos

26. TIPO DE
ELEMENTO
¿QUÉ SUCEDE? SITUACIÓN EN
LA TABLA
PERIÓDICA
NOMBRE
UN ÁTOMO CEDE
ELECTRONES Y EL
OTRO LOS COGE
SE FORMAN IONES
POSITIVOS Y
NEGATIVOS QUE
PERMANECEN
ATRAÍDOS
FUERTEMENTE POR LA
FUERZA DE COULOMB
LOS ELEMENTOS
DE LA
IZQUIERDA DE
LA TABLA
(Metales)CON
LOS DE LA
DERECHA (No
metales)
IÓNICO
SE COMPARTEN
ELECTRONES
NO SE FORMAN IONES.
PUEDE HABER UN
DESPLAZAMIENTO DE LOS
ELECTRONES HACIA UNO
DE LOS ELEMENTOS
PORQUE TIRE MÁS DE
ELLOS. SE FORMARÁ UNA
MOLÉCULA CON DOS
POLOS, UNO POSITIVO Y
EL OTRO NEGATIVO.
LOS ELEMENTOS
DE LA DERECHA
DE LA TABLA
(No metales)
ENTRE SI
COVALENTE
CEDEN
ELECTRONES
ATMÓSFERA DE
ELECTRONES CON IONES
POSITIVOS EN MEDIO.
FUERZA DE COULOMB.
LOS ELEMENTOS
DE LA IZQUIERDA
DE LA TABLA
ENTRE SI
METÁLICO

27. Enlaces Intermoleculares
 Fuerzas dipolo-dipolo: Se presentan entre dos o
más moléculas polares, es decir, una atracción entre
el polo positivo de una molécula con el polo negativo
de otra, las moléculas se orientarán de manera que la
repulsión sea mínima. Las sustancias cuyas
moléculas presentan este tipo de unión tienen mayor
punto de ebullición y fusión que aquellas que no las
presentan.

28. Enlaces Intermoleculares
 Fuerzas ión – dipolo: Los iones de una sustancia
pueden interactuar con los polos de las moléculas
covalentes polares. Así el polo positivo de una molécula
atrae al ión negativo (anión) y el polo negativo atrae al
ión positivo (catión).

29. Enlaces Intermoleculares
  Fuerzas de Van der Waals: Son
características de las moléculas apolares, como el
I2, el metano CH4. Debido al movimiento de los
electrones, en éstas moléculas se deben producir
momentáneos desequilibrios en la distribución
electrónica, generándose polos positivos y
negativos. Aunque estos polos cambian
continuamente de posición, producen una débil
interacción entre las moléculas apolares.

30. Enlaces Intermoleculares
  Puentes de Hidrógeno: En esta interacción, el
átomo de hidrógeno de una molécula con enlace
covalente polar, como el O-H o el N-H se une con un
átomo altamente electronegativo, como el O, N ó F de
otro enlace covalente polar.