Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos y fuerzas intermoleculares. Explica que los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre átomos con grandes diferencias en electronegatividad, mientras que los enlaces covalentes involucran el compartir de electrones. También describe las propiedades de los compuestos formados por cada tipo de enlace.

1. 1Para formar un compuesto dos o mas átomos
deben reaccionar mutuamente .
En una reacción química solo los electrones
de los niveles exteriores interactúan.
A los electrones de los niveles exteriores se
les llama electrones de valencia.
Un enlace químico es la unión entre dos o
más átomos para formar un compuesto. Para
formar un enlace se debe cumplir la regla del
octeto.
regla del octeto se basa en que los átomos que
tienen en su ultima orbita (nivel ) ocho electrones son
mas estables. De manera que todos los átomos tienden a
tener ocho electrones en su última orbita.

2. 2
Diferencia de electronegatividad tipos de Enlace
Igual a 0 Covalente puro
De 0.5 a 1.7 Covalente polar
Mayor que 1.7 Ionico ir a

3. 3
Enlace ionico.
Se denomina enlace iónico al
enlace químico de dos o más átomos
cuando éstos tienen una diferencia de
electronegatividad de 1.7 ó mayor.
Un atomo cede uno o mas electrones y
el otro acepta uno o mas electrones.
Atracción. Se forma un ion positivo y y
un ion negativo que se unen por
atracción electromagnetica.
Ejemplo cloruro de sodio.

4. 4
Algunas características de los
compuestos formados por este tipo de
enlace son:
Forman redes cristalinas separadas entre
sí.
Altos puntos de fusión.
Están formados por metales y no
metales.
Son solubles en disolventes polares.
Una vez fundidos o en solución acuosa,
sí conducen la electricidad.
En estado sólido no conducen la

5. 5
Enlace covalente
Se da entre elementosno-metálicos por
compartición de e–
de valencia. De los
grupos 4-7
Si uno de los átomos pone los 2 e–
y el
otro ninguno se denomina ”enlace
covalente coordinado” o “dativo”.

6. 6
Atomos Neutros.
Na
Cl
Iones
Na+
Cl-

7. 7
Enlace covalente puro:
Se da entre atomos iguales del grupo
5,6 o 7. O2 N2 Cl2
Covalente polar se da entre atomos con
diferencia de electronegatividades …….
Ej. HCl HBr, HF, HI,PCl3, SO2,ClO2

8. 8
Enlace covalente.
Puede ser:
Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.
Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.
Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.
No es posible un enlace covalente cuádruple
entre dos átomos por razones geométricas.

9. 9
Tipos de enlace covalente.
Enlace covalente puro
– Se da entre dos átomos iguales.
Enlace covalente polar
– Se da entre dos átomos distintos.
– Es un híbrido entre el enlace covalente
puro y el enlace iónico.

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Enlace covalente polar (entre
dos no-metales distintos).
Todos los átomos deben tener 8 e–
en su
última capa (regla del octeto) a excepción del
hidrógeno que completa su única capa con
tan sólo 2 e–
.
La pareja de e–
compartidos se encuentra
desplazada hacia el elemento más
electronegativo, por lo que aparece una
fracción de carga negativa “δ–
” sobre éste y
una fracción de carga positiva sobre el
elemento menos electronegativo “δ+
”.

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Enlace covalente coordinado.
Se forma cuando uno de los átomos
pone los 2 e–
y el otro ninguno.
Se representa con una flecha “→” que
parte del átomo que pone la pareja de e–
.
EjemploEjemplo::
·· ··
Hx ·O ·x H + H+
→ H–O–H ⇒ HH33OO++
·· ↓
H
+
+
+

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Enlace metálico.
Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e–
.
Los cationes forman una estructura cristalina,
y los e–
ocupan los intersticios que quedan
libres en ella sin estar fijados a ningún catión
concreto (mar de e–
).
Los e–
están, pues bastante libres, pero
estabilizan la estructura al tener carga
contraria a los cationes.

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Propiedades de los compuestos
metálicos.
Punto de fusión y ebullición
muy variado (aunque suelen
ser más bien alto)
Son muy solubles en estado
fundido en otros metales
formando aleaciones.
Muy buenos conductores en
estado sólido.
Son dúctiles y maleables
(no frágiles).
presión

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Fuerzas intermoleculares
Enlace (puente) de hidrógenoEnlace (puente) de hidrógeno
– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser
uno de los elementos muy electronegativo y el
otro un átomo de H, que al tener “δ+
” y ser muy
pequeño permite acercarse mucho a otra
molécula.
Fuerzas de Van der Waals:Fuerzas de Van der Waals:
– Fuerzas de dispersión (London)
– Atracción dipolo-dipolo

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Fuerzas intermoleculares (cont.)
Fuerzas de dispersión (London):Fuerzas de dispersión (London):
– Aparecen entre moléculas apolares. En un
momento dado la nube electrónica se
desplaza al azar hacia uno de los átomos y la
molécula queda polarizada instantáneamente.
Este dipolo instantáneo induce la formación
de dipolos en moléculas adyacentes.
Atracción dipolo-dipolo:Atracción dipolo-dipolo:
– Se da entre moléculas polares. Al ser los
dipolos permanentes la unión es más fuerte.

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Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión
Enlace de hidrógeno
Atracción dipolo-dipolo

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Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)