El documento resume los principales conceptos relacionados con los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo la clasificación de elementos, la estructura de Lewis, las reglas del dueto y el octeto, la electronegatividad, la geometría molecular, los enlaces iónicos, covalentes polares, covalentes apolares y covalentes coordinados, con ejemplos ilustrativos de cada tipo.

1. ENLACE QUÍMICO

2. TABLA PERIÓDICA

3. RECORDAR
-Clasificación de METALES, NO METALES y METALOIDES.
-Clasificación de GRUPOS A (representativos) y B (transición).
-La relación entre la pertenencia a un grupo A y los ELECTRONES DE VALENCIA de
ese elemento (Ej.: si el elemento está ubicado en el grupo VA tiene 5 electrones de
valencia), ya que estos electrones permiten formar los enlaces en las moléculas.
También se pueden identificar con la CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
-Saber dibujar la ESTRUCTURA DE LEWIS.
-Para la formación de los enlaces se debe seguir la regla del DUETO y del OCTETO,
para lo cual se pueden formar ENLACES SIMPLES, DOBLES o TRIPLES en la
molécula.
-Definición de ELECTRONEGATIVIDAD (capacidad para atraer un par de electrones
del enlace) y su comportamiento en la tabla periódica (aumenta de izquierda a
derecha y de abajo hacia arriba).
-Para determinar la GEOMETRÍA MOLECULAR hay que fijarse en el átomo central,
identificando los PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES y los PARES DE
ELECTRONES NO ENLAZANTES.

4. ESTRUCTURA DE LEWIS

5. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL
OCTETO
Geometría PLANA
TRIGONAL 120°
Geometría LINEAL
180°
Geometría BIPIRAMIDAL
TRIGONAL 90° y 180°
Geometría
OCTAEDRICA 90°

6. ENLACE IONICO
METAL (grupo IA o IIA) + NO METAL
(grupo VIA o VIIA)
Diferencia de Electronegatividad mayor o
igual a 1,7
Transferencia de Electrones
El átomo más electronegativo va a atraer con tanta fuerza los electrones del enlace
que va a terminar quitándole los electrones al átomo menos electronegativo
formando CATIONES Y ANIONES, los cuales se van a mantener unidos mediante
fuerzas electrostáticas (atracción del átomo positivo con el negativo).

7. El Na pertenece al grupo IA por lo que tiene 1 electrón de valencia, mientras que
el Cl pertenece al grupo VIIA por lo cual tiene 7 electrones de valencia. El Cl
como es mas electronegativo va a atraer el electrón del último nivel energético
del Na quitándoselo, quedándose finalmente con 8 electrones a su alrededor
transformándose en un ANIÓN. El Na al perder ese último electrón también
queda con 8 electrones a su alrededor, transformándose en un CATIÓN.
Recordar que los compuestos iónicos forman REDES CRISTALINAS cuya
unidad estructural son CELDAS UNITARIAS (cada catión de Na tiene 3 aniones
Cl a su alrededor y viceversa).
METAL
NO METAL

8. OTRO EJEMPLO

9. ENLACE COVALENTE POLAR
NO METAL + NO METAL
Diferencia de Electronegatividad menor a 1,7
Compartición de Electrones
En este caso los elementos presentan electronegatividades similares, por lo tanto
los electrones se van a compartir, pero van a ser mas atraídos por el elemento que
tiene la mayor electronegatividad formándose un DIPOLO, es decir, va a ser
negativa la zona de la molécula donde esté el átomo más electronegativo y la zona
donde está el átomo menos electronegativo va a ser positiva.
Recordar que para formar el enlace cada átomo aporta uno de sus
electrones.

10. EJEMPLOS
+
-
-
El Oxígeno (6 electrones de valencia) cumple la regla
del octeto y cada átomo de Hidrógeno (1 electrón de
valencia) cumple la regla del dueto.
La molécula de agua tiene 2 pares de electrones
enlazantes y 2 pares de electrones no enlazantes (a
partir del átomo central que es el oxígeno) , por lo tanto
su geometría va a ser ANGULAR y sus ángulos van a
medir 104,5°.
PAR DE
ELECTRONES
ENLAZANTES
PAR DE
ELECTRONES NO
ENLAZANTES

11. EJEMPLOS
El átomo central tiene 2 pares de
electrones enlazantes y 2 pares de
electrones libres, por lo que su
geometría es ANGULAR y sus
ángulos miden 104,5° (igual que el
agua)
En este caso la geometría seria
LINEAL

12. EJEMPLOS
Ambas moléculas tienen 3 pares de electrones enlazantes y un par no enlazante
por lo que su geometría va a ser PIRAMIDAL TRIGONAL con 107,3°

13. EJEMPLOS
Las 4 moléculas tienen 4 pares de electrones enlazantes y 0 no enlazantes,
por lo que su geometría va a ser TETRÁEDRICA con 109,5°

14. EJEMPLOS
Para el caso de determinar la geometría molecular el enlace doble o triple
se considera como 1 par enlazante, entonces esta molécula tiene 2 pares
enlazantes y 0 par de electrones no enlazantes por lo que su geometría es
LINEAL CON 180°

15. ENLACE COVALENTE APOLAR
NO METAL + NO METAL
Diferencia de Electronegatividad igual a 0
Compartición de Electrones
En este caso las moléculas están formadas por átomos del mismo elemento
(MOLÉCULAS DIATÓMICAS MONOELEMENTALES) y como ambos átomos
tienen la misma electronegatividad, los electrones van a estar ubicados a la
misma distancia de ambos átomos, razón por la que se denomina un ENLACE
PERFECTO donde no se distinguen polos en la molécula (APOLAR).
Recordar que para formar el enlace cada átomo aporta uno de sus
electrones.

16. EJEMPLOS
8 ELECTRONES 8 ELECTRONES
Cada átomo de Flúor tiene 7 electrones de valencia.

17. EJEMPLOS
Se forman enlaces DOBLES y TRIPLES para cumplir la regla del OCTETO.
ENLACE TRIPLE ENLACE DOBLE

18. ENLACE COVALENTE
COORDINADO O DATIVO
NO METAL + NO METAL
Diferencia de Electronegatividad menor a 1,7
Compartición de Electrones, pero es uno de los
átomo el que aporta los 2 electrones para
formar el enlace
Este tipo de enlace es igual al enlace covalente polar, con la diferencia que para
poder cumplir la regla del DUETO y del OCTETO, uno de los átomos es el que
aporta los dos electrones para formar el enlace.

19. EJEMPLOS
CATION
(1 CARGA +)
ENLACE
COORDINADO
ENLACE
NORMAL
A la molécula se agua se le
agrego un catión de
hidrogeno, lo cual es
equivalente a una carga
positiva para formar el ION
HIDRONIO. En el enlace
covalente coordinado que se
establece entre el oxígeno y
este catión el hidrogeno no
tiene ningún electrón para
aportar, por lo tanto para
formar el enlace es el oxígeno
el que aporta los dos
electrones.
Existen 3 pares de electrones
enlazantes y 1 par libre por lo
que la geometría es
PIRAMIDAL TRIGONAL con
107,3°.

20. EJEMPLOS
A la molécula de AMONIACO
se le agrega un catión de
hidrogeno formando el ION
AMONIO, estableciéndose un
enlace covalente coordinado
entre el catión y el nitrógeno,
siendo en este caso el
nitrógeno el que aporta los 2
electrones para formar el
enlace.
Como hay 4 pares de
electrones enlazantes y 0 no
enlazantes la geometría es
TETRÁEDRICA con 109,5°

21. EJEMPLOS
ENLACE COVALENTE
COORDINADO
La geometría de esta molécula es ANGULAR con 119,5°
Recordar el concepto de RESONANCIA, que se refiere a las moléculas que se
pueden representar por más de una estructura de Lewis, por lo que la molécula real
estaría representada en un intermedio entre las dos estructuras (doble flecha).

22. EJEMPLOS
Esta molécula tiene una carga
negativa, lo cual significa que tiene
un electrón adicional para poder
formar los enlaces y cumplir con la
regla del octeto en todos sus
átomos.
Como hay 3 pares de electrones
enlazantes y 0 pares no enlazantes
la geometría sería TRIANGULAR
PLANA con 120°.
ENLACE
COORDINADO
ENLACE
NORMAL
ELECTRÓN
ADICIONAL

23. EJEMPLOS
ENLACE
COORDINADO
ELECTRÓN
ADICIONAL
Esta molécula es similar a la
anterior, pero tiene 2 enlaces
covalente coordinados y un
electrón adicional para poder
cumplir la regla del octeto en todos
sus átomos.
Debido a que tiene 3 pares de
electrones enlazantes y 1 par no
enlazante su geometría es
PIRAMIDAL TRIGONAL con
107,3°.

24. EJEMPLOS

25. OTROS EJEMPLOS
2 ELECTRONES
ADICIONALES
Esta molécula no tiene enlace
covalente coordinado pero tiene 2
electrones adicionales y se forma un
doble enlace para cumplir la regla del
octeto.
Su geometría es TRIANGULAR
PLANA con 120°
ELECTRÓN
ADICIONAL
Esta molécula tiene una carga
negativa.
En este caso hay 2 pares de
electrones enlazantes y un par no
enlazante su geometría es ANGULAR
con 119,5°