1. Enlace químico: Se denomina así a toda fuerza que actuando sobre los átomos los
mantiene unidos formando las moléculas.
La tendencia universal de la materia es la de hallar su mayor estabilidad (contener
menor energía). De acuerdo a esta tendencia los átomos se unen para formar
agregados de menor estado de energía y por consiguiente de mayor estabilidad, y
lo realizan liberando energía.
En la formación de un enlace químico participan solo los electrones del último nivel
de energía de los átomos, es decir, los llamados electrones de valencia.
Representaciones Lewis: En los símbolos de Lewis, los electrones de valencia se
representan a través de puntos o cruces alrededor del símbolo del elemento.
Por ejemplo, la representación de Lewis para el Nitrógeno sería:

2. En la siguiente figura se muestran algunos símbolos de Lewis.
Alcanzando la nobleza de gas noble:
Cuando los átomos forman enlaces químicos, hay una tendencia a alcanzar
configuraciones similares a los gases nobles, ya que estos elementos son los más
estables de la naturaleza por contener su configuración electrónica completa
(ns2p6). Esta tendencia explica los enlaces químicos entre los átomos.
 Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten
electrones de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga 8
electrones y así adquiera la configuración electrónica del gas noble más
cercano en la tabla periódica (regla del octeto).
 En el caso de los átomos de los elementos H, Li y Be, cuando establecen
enlaces, tienden a completar su último nivel de energía con 2 electrones y
alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio (He). (Regla del dueto)
 Los elementos metálicos ceden electrones.
 Los elementos no metálicos ganan o comparten electrones.
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
1.- Enlace iónico: Son fuerzas de atracción electrostática entre iones que se
formaron por la transferencia total de electrones originados entre un metal (más

3. electropositivo) y un no metal (electronegativo). Ejemplo: NaCl (cloruro de sodio),
CaF2 (fluoruro de calcio).
 Características:
La atracción electrostática se realiza en todas direcciones de tal manera que no
existen moléculas si no inmensos cristales con determinadas formas
geométricas.
Por lo tanto los compuestos iónicos son sólidos y cristalinos, lo que implica que
para romper este enlace se requiere una gran cantidad de energía.
En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero al
fundirlos o disolverlos en agua, se logrará la separación de iones y ambos casos
conducirán la corriente eléctrica.
 Existen reglas empíricas que indican que si: ∆E.N › 1,7 es un enlace iónico.
2.- Enlace covalente: Es un enlace que se origina entre no metales, y se caracteriza
por la compartición mutua de uno o más pares de electrones de valencia de tal forma
que adquieran la configuración de gas noble. Se forma un compuesto covalente
cuando ∆E.N ‹ 1,7.
.
Existen distintos tipos de enlaces covalentes:
 Enlace covalente puro (normal): Este enlace se origina entre 2 no metales de
un mismo elemento y los electrones compartidos se encuentran en forma
simétrica a ambos átomos, y se cumple que ∆E.N = 0. Ejemplo: H2, Br2, Cl2, etc.
Enlace covalente entre átomos de hidrógeno
 Enlace covalente polar: Se origina entre no metales de distintos elementos,
se caracteriza por existir una compartición aparente de cargas debido a una
diferencia de electronegatividad. 0 ‹ ∆E.N ‹ 1,7 Ejemplos: H2O, HCl, CH4, etc.
 Enlace múltiple: Se produce cuando se comparten más de un par electrónico
para obtener la configuración del gas noble. Si se comparte 2 pares de
electrones se denomina enlace doble, y si se comparten 3 pares de electrones
se llama enlace triple. Ejemplo: N2, O2, etc.

4.  Fuerzas intermoleculares: Este tipo de enlaces se caracteriza por que la
distancia entre los átomos es más grande, se encuentran las fuerzas de
London, Van der Waalls y los puentes de hidrógeno.
 Enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace en el cual uno de los
átomos brinda el par de electrones para completar el octeto. Ejemplo: SO2, SO3,
H2SO4, etc.
 Enlace metálico: Es un enlace propio de los elementos metálicos que les
permite actuar como molécula monoatómica. Los electrones cedidos se
encuentran trasladándose continuamente de un átomo a otro formando una
densa nube electrónica. A la movilidad de los electrones se le debe la elevada
conductividad eléctrica de los metales.
 Enlace puente de hidrógeno: Es un enlace intermolecular (entre moléculas)
que se origina entre un átomo de hidrógeno y átomos de alta electronegatividad
con pequeño volumen atómico como el fluor, oxígeno o nitrógeno.
A este enlace se debe la disminución anómala de la densidad del agua; que se
origina cuando esta se solidifica, se explica con base en la formación de enlaces
puentes de hidrógeno entre moléculas de agua en los cristales de hielo,
originado un incremento de volumen, de tal manera que la densidad del hielo
es menor que la densidad del agua líquida, por lo que el hielo puede flotar.
 Fuerzas de Vander Waals: Son fuerzas intermoleculares muy débiles que se
efectúan entre moléculas apolares. Debido a estas fuerzas débiles los gases se
pueden licuar, es decir pasar al estado líquido.