Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluidos los enlaces iónicos, covalentes polares y apolares, y dativos. Explica las reglas del dueto y del octeto, así como la estructura de Lewis y la geometría molecular. Resume las propiedades de cada tipo de enlace y proporciona ejemplos para ilustrar los conceptos.

1. Enlace Químico
PSU ciencias – 1ére S
Prof. Daniela Quezada M.

2. Contenidos
• Enlace químico (iónico, covalente polar, apolar
y dativo).
• Estructura de Lewis, regla del dueto y del
octeto.
• Geometría molecular.

3. ENLACE QUÍMICO
• Es la forma de unión entre dos o más átomos.
• Un átomo adquiere estabilidad cuando posee 8
electrones en la capa electrónica más externa (o 2
electrones cuando sólo tienen 1 nivel de energía).
• Capa de valencia es la última capa electrónica de un
átomo y la denominación electrón de valencia designa
los electrones existentes en esa capa.
7N: 1s2 2s2 2p3
capa de valencia
5 electrones de valencia
Grupo VA

4. ENLACE QUÍMICO
Dos reglas que se deben cumplir son:
• Regla del Dueto: Un átomo debe tener dos
electrones en su entorno.
• Regla del Octeto: Un átomo debe tener ocho
electrones alrededor.

5. Estructura de Lewis
• Es la representación de la distribución de los
electrones del último nivel o capa más externa
(grupo del elemento), que participan en el
átomo

6. Estructura de Lewis

8. Pregunta P.S.U.
1. ¿Cuántos pares no enlazantes presenta la molécula
de amoniaco (NH3)?
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
E) 5 AAplicación

9. ENLACE IÓNICO
• Entre dos átomos de electronegatividades muy distintas
(diferencia de E.N. igual o superior a 1,7).
• Transferencia de uno o más electrones, generalmente
desde un elemento metálico hacia otro no metálico.
• Un átomo cede electrones, quedando con carga positiva,
y el otro átomo capta electrones, quedando con carga
negativa.

10. ENLACE IÓNICO
• Las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica
(electrolitos) cuando están fundidos o en solución acuosa.
• El enlace iónico se establece principalmente entre átomos de
los grupos:
I A - VI A II A - VI A
I A - VII A II A - VII A
• Ejemplo: la sal de mesa (NaCl), el salitre (KNO3), el sulfato de
cobre (CuSO4).

11. ENLACE COVALENTE
• Átomos enlazantes comparten electrones, formando
ambos un octeto y/o dueto.
• Las sustancias con enlaces covalentes son,
generalmente, insolubles en agua, no conducen la
corriente eléctrica.
Dentro de este enlace, se distinguen dos tipos:
• Enlace covalente apolar.
• Enlace covalente polar.

12. ENLACE COVALENTE APOLAR
• Se da entre átomos de igual electronegatividad
(diferencia de EN = 0).
• Este enlace lo presentan, principalmente, los gases
diatómicos, tales como el H2, O2, N2, etc.

13. ENLACE COVALENTE POLAR
• Se presenta entre átomos que tienen electronegatividades
muy similares (diferencia de E.N. mayor a 0 y menor a 1,7).
• Al producirse la unión entre átomos con electronegatividades
similares, se establece una zona donde se concentra una
mayor densidad electrónica, generándose un polo positivo y
otro negativo o dipolo.
• Ejemplo: H2O y NH3

14. ENLACE COVALENTE DATIVO
• En enlace sólo un átomo aporta electrones para el
enlace, mientras que el otro átomo sólo aporta
orbitales vacíos.
• Ejemplo NH4
+

15. ENLACE METÁLICO

16. Geometría molecular
• La geometría que adopta la molécula es aquella
en que la repulsión de los pares de electrones de
la capa de valencia (enlazantes o libres) es
mínima.
• Dos reglas generales:
– Los dobles y triples enlaces se pueden tratar como
enlaces sencillos.
– Electrones libres repelen electrones enlazantes.

17. Geometría molecular
• En el modelo de repulsión de los pares electrónicos
de la capa de valencia (RPECV), las moléculas se
dividen en dos categorías:
– Las que tienen pares de electrones libres en el
átomo central.
– Las que no tienen pares de electrones libres en el
átomo central.

18. Moléculas sin pares de electrones libres
BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6
2 pares de
e- de enlace
3 pares de
e- de
enlace
4 pares de
e- de
enlace
5 pares de
e- de
enlace
6 pares de
e- de
enlace
180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º
Lineal Triangular
plana
Tetraédrica Bipirámide
trigonal
Octaédrica
Cl  Be  Cl
F  B  F
F
H
H C  H
H
Cl  P
Cl
Cl
ClCl
F  S  F
F F
FF

19. Moléculas con pares de electrones libres (PL) y
pares de electrones de enlace (PE).
Cl  Sn  Cl
H N  H
H
H  O  H

20. Moléculas con pares de electrones
libres y pares de electrones de enlace.
F  Br  F
F
FF
F  Xe  F
FF
F  S  F
FF
F  Cl  F
F

21. Pregunta P.S.U.
2. ¿Qué ángulo de enlace se establece entre los
átomos en la molécula de BF3?
A) 90°
B) 104,5°
C) 119,5°
D) 120°
E) 180°
D
Aplicación

22. Síntesis de contenidos
Propiedades periódicas
Potencial de
ionización
Covalente
Geometría
molecular
Estructura de
Lewis
Electro
afinidad
Radio
atómico
Electronegatividad
Enlace químico
Iónico
DativoApolarPolar