El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos e intermoleculares. Explica que los enlaces se forman por la transferencia o compartición de electrones entre átomos y dependen de factores como la electronegatividad de los átomos involucrados. También define conceptos clave como electrones de valencia, regla del octeto y notación de Lewis.

1. Enlace
Químico
Prof. Miguel Ángel Guillen Poma

2. Enlace Químico
Es la fuerza con la que los átomos se unen para formar
moléculas, esta unión se debe a la transferencia o
compartición de electrones.
En el enlace químico los átomos alcanzan su estado más
estable al tener dos u ocho electrones en su último nivel.
Cuando los átomos se unen liberan gran cantidad de energía.

3. Electronegatividad
Es la capacidad de un átomo para atraer electrones de valencia
en un enlace químico. Propuesta por Linus Pauling en 1982.
Cuando la EN es  a 1,7 se considera que el enlace es iónico.
Cuando la EN es  a 1,7 se dice que el enlace es covalente polar.
Cuando se unen dos átomos iguales la EN es = a 0 se considera
que el enlace es covalente apolar.
EN = 0……….1,6 1,7 .......... 3,3
Covalente Iónico

4. Electronegatividad de Pauling en la T.P

5. Electronegatividad de Algunos Elementos
¿Que tipo de enlace se presenta entre los átomos que forman
la molécula del cloruro de sodio?
Elemento Símbolo E.N Elemento Símbolo E.N
Sodio Na 0,9 Hidrógeno H 2,1
Carbono C 2,5 Boro B 2,2
Magnesio Mg 1,2 Flúor F 4,0
Nitrógeno N 3,0 Cloro Cl 3,0
Calcio Ca 1,0 Oxígeno O 3,5
NaCl
E.N. (Cl) = 3,0
E.N. (Na) = 0,9
E.N = 2,1

6. Electronegatividad
Ejemplo 02
¿Qué tipo de enlace se presenta entre en el H2O?
E.N. (O) = 3,5 E.N. (H) = 2,1
Rpta. Enlace covalente de tipo polar
H20
E.N. (O) = 3,5
E.N. (H) = 2,1
E.N = 1,4

7. Electrones de Valencia
Son los electrones mas externos que se encuentran en
la ultima capa y son los que determinan las propiedades
físicas y químicas de los elementos químicos e
intervienen en la formación de enlaces químicos
Ejm:
Determinar los electrones de valencia del átomo de S,
Na, Cl y Be.

8. Regla del Octeto
Es la necesidad que tienen los átomos de completar los dos u
ocho electrones en su último nivel; para ello el átomo tiene que
perder, ganar o compartir electrones y alcanzar la estabilidad
del gas noble
Excepciones mas Notables
• Hidrógeno (2 e)
• Helio (2 e)
• Berilio (4 e)
• Boro (6 e)

9. Notación de Lewis
Es la representación convencional de los
electrones de valencia mediante el uso de puntos
o aspas alrededor del símbolo del elemento.
s
Py
PxPz
Ejm:



N
Para el 11Na : C.E. : 1s2 2s2 2p6 3s1
Para el 7N : C.E. : 1s2 2s2 2p3

10. Clasificación del Enlace Químico
Enlace Químico
Fuerza de Van Der Waals
Fuerza de London
Puente de Hidrógeno
Dipolo - Dipolo
Enlace Metálico
Enlace Covalente
Enlace Iónico
Enlace IntermolecularEnlace Interatómico

11. Enlace Interatómico
Enlace Iónico o Electrovalente
Se produce entre un metal y un no metal; se produce
transferencia de los electrones de valencia de un átomo
metálico a un no metálico, en donde las partes enlazadas
quedan cargadas eléctricamente.

12. Propiedades de los Compuestos Iónicos
Enlace Iónico o Electrovalente
• Poseen alta temperatura de fusión mayor a 400 °C.
• A condiciones ambientales son sólidos cristalinos con una
estructura definida.
• Son solubles en solventes polares, como el agua.
• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero
disuelto en agua si conduce.
• Son duros y quebradizos.

13. Son aquellos formados por la unión o combinación de átomos no
metálicos, en el cual existe compartición de pares de
electrones, con la finalidad de conseguir ambos la configuración
electrónica estable.
Enlace Interatómico
Enlace Covalente





lCEjm. : Cl2


14. • Los átomos no ganan ni pierden electrones, comparten.
• Está formado por elementos no metálicos.
• Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles y triples.
• Se presentan en cualquier estado: sólido, líquido o gaseoso.
• Son malos conductores del calor y la electricidad.
• Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
• Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro
de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el
agua.
Enlace Covalente
Propiedades de los Compuestos Covalentes

15. Enlace Covalente
Enlace covalente Normal
Se produce cuando cada átomo aporta un electrón para formar el
par electrónico. Se produce en orbitales desapareados.
E. C. Polar E. C. Apolar
Es cuando comparten electrones
dos átomos diferentes,
creándose polaridad.
La compartición de pares de
electrones se da en átomos
iguales.

16. Enlace Covalente
Enlace covalente Coordinado o Dativo
Es aquel en el que el par de electrones del enlace es aportado
solamente por uno de los átomos.

17. Es cuando existe canje continuo de electrones entre átomos
iguales o compartidos. Este tipo de enlace es propio de los
metales.
El núcleo atrae muy débilmente algunos electrones exteriores
debido a que existen electrones moviéndose de un átomo a otro;
por eso los metales no sufren variaciones al conducir la
corriente eléctrica.
En el interior del metal se producen estos enlaces, los mismos
que producen la corriente eléctrica.
Enlace Interatómico
Enlace Metálico

18. • Ocurre entre átomos de metales y es un enlace bastante fuerte.
• Poseen punto de fusión y ebullición elevados.
• Alta conductividad térmica y la electricidad.
• Son dúctiles, maleables y son tenaces.
• Densidad elevada
Enlace Metálico
Propiedades de los Compuestos Metálicos

19. Enlace Intermolecular
Fuerza Dipolo-Dipolo
Es aquella que se produce por la atracción eléctrica entre los polos
opuestos de moléculas polares.

20. Enlace Intermolecular
Puente de Hidrógeno
Es una fuerza eléctrica de atracción entre un “par electrónico
solitario” de un átomo de F, O y N y el núcleo de un átomo de H.
prácticamente libre de electrones, que actúa como un protón
aislado, por lo tanto es una fuerza muy intensa, por ello el enlace
puente de hidrogeno es el enlace intermolecular más fuerte.

21. Enlace Intermolecular
Fuerzas de Van Der Waals
Son fuerzas de estabilización molecular (dan
estabilidad a la unión entre varias moléculas),
tambien conocidas como atracciones
intermoleculares o de largo alcance y son la fuerzas
entre molécula – molécula.

22. Enlace Intermolecular
Fuerzas de London
denominada así por el físico alemán Fritz London,
quien las investigó en 1930.
Esta Fuerza se da entre moléculas no polares, en
las que pueden aparecer dipolos instantáneos.
Son más intensas cuanto mayor es la molécula,
ya que los dipolos se pueden producir con más
facilidad.