1. • Interacción ión-ión: este tipo de unión se da entre iones. Su fuerza disminuye con la
distancia y es la responsable de los elevados puntos de fusión y ebullición de los compuestos
iónicos.
• Interacción ión-dipolo: esta interacción puede tener lugar de dos maneras: un catión atrae
la carga parcial negativa de un dipolo; un anión atrae la carga parcial positiva de un dipolo.
Este tipo de fuerzas disminuye con el cuadrado de la distancia. Las interacciones ión-dipolo
son las responsables de la hidratación de los cationes en disolución acuosa, es decir, la unión
de moléculas de agua en torno a un ion central.
• Interacciones dipolares: una molécula polar que tenga un
0 puede dar lugar a
interacciones dipolo-dipolo, debido a la fracción entre los dipolos eléctricos de las moléculas
polares. Al ser interacciones entre cargas parciales son relativamente débiles (2 KJ/mol), son
más débiles que las interacciones entre iones.
• Enlace de hidrógeno: el elevado punto de ebullición del FH, H2O ó NH3, comparado con
los compuestos similares del tercer período, ClH, SH2 ó PH3, no se puede explicar
únicamente por las fuerzas dipolares, en estas moléculas se produce un nuevo tipo de
interacción, el enlace de hidrógeno. Este enlace consiste en la unión intermolecular debida a
la atracción entre un átomo de H que se encuentra entre dos átomos electronegativos. El H
adquiere una carga parcial positiva por estar unido a un átomo muy electronegativo, esta
carga parcial positiva puede interaccionar con el par de electrones libre de un átomo vecino,
especialmente si este átomo es tan electronegativo que pueda tener carga parcial negativa. El
átomo de H es el único capaz de dar lugar a este tipo de interacciones, porque es tan
pequeño que permite que B se acerque lo suficiente para interaccionar con la carga parcial
positiva.

2. ENLACE IONICO
Se define así al conjunto de interacciones que mantienen unidos entre sí los átomos y/o moléculas
para dar lugar a estructuras más estables. Así, la causa de que se produzca un enlace es la búsqueda
de estabilidad. Los átomos tienen tendencia a adquirir la configuración electrónica de un gas noble,
ya que la configuración de los electrones en estos elementos es más estable. Para conseguirlo juega
con los electrones de valencia, que son los electrones dispuestos en la capa más externa del átomo.
Esto es inmediato para los átomos que sólo tienen electrones s y p. Los elementos de transición
tienen orbitales d, por tanto necesitarían diez electrones para completarse y por ello estos elementos
adquieren gran estabilidad con los orbitales d semillenos (con cinco electrones).
En general hay dos tipos de enlaces:
• Enlaces interatómicos ó intramoleculares: mediante este tipo de enlaces se unen entre sí
conjuntos de átomos para dar lugar a moléculas ó estructuras superiores a los átomos. En
este tipo de enlaces se incluyen el iónico, el covalente y el metálico.
• Fuerzas intermoleculares: unen a las moléculas de una misma sustancia. En general son
más débiles que los anteriores. Aquí se incluyen las Fuerzas de Van der Waals y los puentes
de hidrógeno.
El estudio del enlace químico es muy importante, ya que una reacción química no es más que un
proceso de ruptura y formación de enlaces, que generan nuevos compuestos.
Enlace iónico:
Se da entre átomos con energías de ionización y afinidades electrónicas muy diferentes. Esto
permite que un átomo de una pareja transfiera uno ó más electrones a su compañero. A partir de la
configuración electrónica se puede deducir la capacidad para ceder ó aceptar electrones.
Así, un metal alcalino puede ceder un electrón y transformarse en un catión con un gasto de energía
igual a la energía de ionización.
Pero un halógeno puede captar un electrón transformándose en un anión y cediendo una energía
igual a su afinidad electrónica.
Na 1s2 2s2 2p6 3s1. Na+ 1s2 2s2 2p6
F 1s2 2s2 2p5. F- 1s2 2s2 2p6
El enlace iónico se da entre átomos con electronegatividades muy diferentes. Tiene lugar una
transferencia de electrones desde el elemento menor electronegativo al más electronegativo,
formándose los iones respectivos, que se unirán por fuerzas electrostáticas.
El enlace iónico se produce entre metales alcalinos y alcalino-térreos con halógenos y elementos del
grupo del oxígeno para dar lugar a sólidos de punto de fusión elevados, que fundidos ó en
disolución conducen la electricidad. Suelen formar moléculas sencillas, pero estos compuestos
generan redes cristalinas en las que los iones se sitúan unos alrededor de los otros para que la
atracción electrostática sea máxima.

3. ENLACE COVALENTE
A diferencia del iónico, que se forma por atracción electrostática, el enlace covalente se forma por
compartición de electrones entre los átomos que forman la molécula. La diferencia de
electronegatividad entre los átomos varía desde cero hasta valores que en ningún caso permiten la
transferencia completa de los electrones. Cada átomo tiende a adquirir la configuración electrónica
de gas noble, compartiendo electrones entre átomos de características similares. En 1916, Lewis
resaltó que los gases nobles eran muy poco reactivos debido a que su configuración electrónica era
muy estable, y sugirió que los átomos pueden adquirir estabilidad compartiendo electrones con
otros átomos, formando enlaces mediante pares de electrones, y adquiriendo así estructuras
similares a las de los gases nobles.
He 1s2
Ne 1s2 2s2 2p6
Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Xn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Los átomos se combinan entre sí compartiendo pares de electrones. Atendiendo al número de pares
de electrones compartidos se generarán enlaces simples, dobles o triples. Las parejas de electrones
que no forman enlace se llaman pares electrónicos no compartidos.
Pasos para realizar la estructura de Lewis:
• Dibujar el esqueleto molecular uniendo los átomos por enlaces sencillos.
• Contar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si el átomo es un
anión deber sumarse su carga al número total de electrones. Si se trata de un catión se restará
del total.
• Restar dos electrones por cada enlace sencillo dibujado según la regla 1 y distribuir el resto
como pares electrónicos no compartidos, de modo que cada átomo, si es posible, reciba ocho
átomos.
Existen moléculas para las que se pueden realizar varias representaciones similares de su estructura,
estas estructuras se llaman resonantes y se caracterizan por ser intercambiables entre sí por
movimientos de pares de electrones manteniendo los núcleos fijos. Finalmentalmente se ha
comprobado que en la molécula de CO2 todos los enlaces entre carbono y oxígeno son iguales. Si
una de las estructuras resonantes fuese la verdadera las longitudes de los enlaces serían distintas, ya
que los enlaces dobles son más cortos que los sencillos. La estructura real se aproxima a una media
de todas las estructuras resonantes, dando lugar a lo que se llama un híbrido de resonancia. Hay
ciertas normas que nos permiten saber en caso de duda, cual de las posibles estructuras resonantes
es la más estable:
• Será más estable la estructura con mayor número de octetes.
• Será más estable aquella estructura que admita la colocación de las cargas de acuerdo con la
electronegatividad de los átomos (las cargas positivas en los más electronegativos y las
negativas en los menos electronegativos).
• Será más estable la estructura en la que la separación de las cargas sea menor.
En las estructuras realizadas según el modelo de Lewis para moléculas que contienen C, O, N y F se
cumple la regla del octete, pero existen casos en los que esta regla no se cumple.
• Cuando la molécula tiene un número impar de electrones.
• Que en la molécula haya átomos que puedan mantener octetes incompletos.
• Que en la molécula hay elementos con octetes expandidos (elementos con orbitales d cuya
energía está próxima a la de los orbitales p, y que por tanto pueden albergar más de ocho
electrones).