Este documento describe diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Los enlaces iónicos se forman por la atracción entre iones de carga opuesta, mientras que los enlaces covalentes se forman por el compartir de electrones entre átomos. También discute conceptos como la regla del octeto, estructuras de Lewis, y electronegatividad.

1. Contenidos
Concepto y clasificación1
Regla del octeto2
Enlace iónico3
Enlace Covalente4
Química2

2. Enlaces y Moléculas
11
Cuando los átomos entran en
interacción mutua, de modo que se
completan sus niveles energéticos
exteriores, se forman partículas nuevas
más grandes.
22
Estas partículas constituidas por dos o
más átomos se conocen como
moléculas y las fuerzas que las
mantienen unidas se conocen como
enlaces.
Química3

3. Tipos de Enlace
Hay dos tipos principales de enlaces:
iónico y covalente.
Los enlaces iónicos se forman por la
atracción mutua de partículas de carga
eléctrica opuesta; esas partículas,
formadas cuando un electrón salta de un
átomo a otro, se conocen como iones
Para muchos átomos, la manera más
simple de completar el nivel energético
exterior consiste en ganar o bien perder
uno o dos electrones.
Química4

4. Formación de un Cristal
Química5

5. Covalente
comparte e-
Covalente polar
transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
Aumento en la diferencia de electronegatividad
0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico
Cov. No-polar Cov. polar
Clasificación de enlaces
Química6

6. Enlace Iónico
Química
EnlaceEnlace
IónicoIónico
Un enlace iónico es la fuerza de la
atracción electrostática entre iones de
carga opuesta.
IonesIones
libreslibres
Estos enlaces pueden ser bastante
fuertes pero muchas sustancias iónicas
se separan fácilmente en agua,
produciendo iones libres.
7

7. El sodio le transfiere un electrón al
cloro por lo que éste queda con carga
negativa.
Química8

8. Iones
Los metales pierden sus electrones de
valencia para formar cationes:
Esta perdida de electrones se llama
oxidación.
Na
.
Na+
+ e-
sodio
Mg: Mg2+
+ 2 e-
magnesio
 : Al
.
Al 3+
+ 3 e-
aluminio
Química9

9. Formación de Aniones
Los no metales ganan electrones y
adquieren la configuración de gas noble:
Este proceso se llama reducción.
: Cl .
+ e-
: Cl : -
: O : + 2e-
: O : 2-
oxido
 :N . + 3e-
: N : 3-
nitruro
.
::
.
:
:
..
:
:
::
www.raulher.wordpress.com Química10

10. Ejemplo de enlace iónico
Química11

11. Enlace Covalente
 Los enlaces covalentes están
formados por pares de
electrones compartidos.
 Un átomo puede completar
su nivel de energía exterior
compartiendo electrones con
otro átomo.
 En los enlaces covalentes, el
par de electrones
compartidos forma un orbital
nuevo (llamado orbital
molecular) que envuelve a
los núcleos de ambos
átomos.
Química13

12. Química14
En un enlace de este tipo, cada electrón
pasa parte de su tiempo alrededor de un
núcleo y el resto alrededor del otro.
Así, al compartir los electrones, ambos
completan su nivel de energía exterior y
neutralizan la carga nuclear.

13. Estructuras de Lewis
15
La estructura de Lewis, también
llamada diagrama de punto, modelo
de Lewis o representación de Lewis,
es una representación gráfica que
muestra los pares de electrones de
enlaces entre los átomos de una
molécula y los
pares de electrones solitarios que
puedan existir.
Son representaciones adecuadas y
sencillas de iones y compuestos, que
facilitan el recuento exacto de
electrones y constituyen una base
importante para predecir estabilidades
relativas.
Esta representación se usa para saber la
cantidad de electrones de valencia de un
elemento que interactúan con otros o
entre su misma especie, formando
enlaces ya sea simples, dobles, o triples y
estos se encuentran íntimamente en
relación con los enlaces químicos entre
las moléculas y su geometría molecular, y
la distancia que hay entre cada enlace
formado.

14. Química
Las estructuras de Lewis muestran
los diferentes átomos de una
determinada molécula usando su
símbolo químico y líneas que se
trazan entre los átomos que se unen
entre sí. En ocasiones, para
representar cada enlace, se usan
pares de puntos en vez de líneas.
Los electrones desapartados (los que
no participan en los enlaces) se
representan mediante una línea o con
un par de puntos, y se colocan
alrededor de los átomos a los que
pertenece.
Este modelo fue propuesto por
Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por
primera vez en 1916 en su artículo La
molécula y el átomo.

15. Ejemplos de
Estructuras de Lewis
Química

16. EJERCITA LO APRENDIDO
“ESTRUCTURAS DE LEWIS”
Química
IA (1) IIA (2) IIIA (13) IVA (14) VA (15) VIA (16) VIIA (17) VIIIA (18)
H Be He
Na Mg B C N O F Ne
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Ti Pb Bi Po At Rn
Fr Ra
En la siguiente tabla dibuja para cada elemento el
correspondiente número de electrones de la capa externa de
acuerdo a su posición en los grupos representativos (grupos A)
de la tabla periódica.

17. Químicawww.raulher.wordpress.com

18. RECTIFICA
Química

19. Regla del octeto
Esta regla es muy útil en casos
que involucran átomos como C,
N, O, y F.
FF:: FF:: ::
....
....
....
....
Al formar compuestos, los átomos ganan,Al formar compuestos, los átomos ganan,
pierden, o comparten electrones para producirpierden, o comparten electrones para producir
una configuración electrónica estableuna configuración electrónica estable
caracterizada por 8 electrones de valencia.caracterizada por 8 electrones de valencia.
Química21

20. ejemplo
CC....
..
..
FF::
....
....
..
Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) yAl combinar un carbono (4 electrones de valencia) y
cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)
la estructura de Lewis para CFla estructura de Lewis para CF44 queda así:queda así:
:: FF::
....
....
CC
:: FF::
....
....
:: FF::
....
....:: FF::
....
....
Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.
Química22

21. ejemplo
Es una práctica común representar un enlace
covalente por una linea. Así, se puede escribir:
:: FF ::
....
....
CC
:: FF ::
....
....
:: FF ::
....
....:: FF ::
....
....
....
CCFF
FF
FF
FF
....
....
....
....:: ::
:: ::
:: ::
....
comocomo
Química23

22. Ejemplos inorgánicos
CC:: :: ::OO
....
::OO
....
:: :: CC ::OO
....
OO
....
::
:: :: ::NN::CC::HH ::NNCCHH
Dióxido de carbonoDióxido de carbono
Cianuro de hidrógenoCianuro de hidrógeno
Química24

23. Ejemplos orgánicos
EtilenoEtileno
AcetilenoAcetileno:: :: ::CC::CC::HH HH CCCCHH HH
CC:: ::CC
....
HH :: ::
....
HH
HHHH
CC CC
HH HH
HHHH
Química25

24. Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de laLa electronegatividad es una medida de la
habilidad de un elemento de atraer electroneshabilidad de un elemento de atraer electrones
cuando esta enlazado a otro elemento.cuando esta enlazado a otro elemento.
Un elemento electronegativo atrae
electrones.
Un elemento electropositivo libera
electrones.
Química26

25. Escala de
electronegatividad
1.0
Na
0.9
Li Be B C N O F
1.5
Mg
1.2
2.0
Al
1.5
2.5
Si
1.8
3.0
P
2.1
3.5
S
2.5
4.0
Cl
3.0
La electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha en la tabla periódica.
La electronegatividad disminuye al
bajar en un grupo.
Química27

26. Generalización
Entre más grande sea la diferencia de
Electronegatividad entre dos átomos
enlazados;
más polar es el enlace.
Enlaces no-polares conectan dos
átomos de la misma electronegatividad
H—HH—H ::NN NN::FF::
....
....FF::
....
....
Química28

27. Generalización
Entre más grande la diferencia en electronegatividad
entre dos átomos; más polar es el enlace.
Los enlaces polares conectan átomosLos enlaces polares conectan átomos
de diferente electronegatividadde diferente electronegatividad
::OO CC
δ+δ+δ−δ−FF::
....
....HH
δ+δ+ δ−δ−
OO
....
....HH
δ+δ+ δ−δ−
HH
δ+δ+ OO::
.... ....
δ−δ−
Química29

28. Enlace covalente dativo
Química34

29. Diferencias entre compuestos
Iónicos y Covalentes
Química
COMPUESTOS IÓNICOS
1. Son sólidos con punto de fusión
altos (por lo general, > 400ºC)
2. Muchos son solubles en
disolventes polares, como el
agua..
3. La mayoría es insoluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos
conducen bien la electricidad
porque contienen partículas
móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas
conducen bien la electricidad
porque contienen partículas
móviles con carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos
con punto de fusión bajos (por
lo general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles
en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o
fundidos no conducen la
electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen
ser malas conductoras de la
electricidad porque no
contienen partículas con carga.
35