Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, enlaces covalentes, enlaces múltiples, enlaces coordinados y enlaces dependiendo de la diferencia de electronegatividad. Los enlaces iónicos ocurren cuando hay transferencia de electrones entre un metal y un no metal, formando iones positivos y negativos. Los enlaces covalentes incluyen enlaces simples, dobles y triples dependiendo de la cantidad de electrones compartidos.

1. David Andrade
Nicolás Rosero
10-3

2. Un enlace químico es la fuerza
que existen entre átomos que
los mantiene unidos en las
moléculas en otras palabras es
la fuerza de unión entre
electrones de valencia. Un
enlace químico es la fuerza que
existen entre átomos que los
mantiene unidos en las
moléculas en otras palabras es
la fuerza de unión entre
electrones de valencia.

3. 1. enlace iónico
2. enlace covalente
2.1 enlaces múltiples
2.1.1 enlace simple
2.1.2 enlace doble
2.1.3 enlace triple
2.2 compartimiento de dos átomos
2.2.1 covalente coordinado o dativo
2.3 dependiendo de la diferencia de
electronegatividad
2.3.1 covalente apolar
2.3.2 covalente polar

4. Un enlace iónico se produce al
combinar un metal con un no metal.
Este se presenta cuando
hay transferencia de electrones, ceden
electrones los metales (M) por lo tanto
estos son electropositivos y reciben
electrones los no metales (X) por lo
tanto estos son electronegativos.
En conclusión un enlace iónico seda cuando se regala y se
recibe electrones; el que regala es (+) y el que recibe es (-).
forman iones: cationes; carga positiva
aniones; carga negativa

5. Formación de enlaces iónicos
ejemplo: NaF
Na: metal del grupo IA
= enlace iónico
F: no metal del grupo VIIA
configuración electrónica de cada átomo.
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Electrones de valencia = 1
9F: 1s2 2s2 2p5 Electrones de valencia = 5+2 = 7

6. La estructura de Lewis del compuesto se representa de la
siguiente forma:
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su ultimo nivel
seria el 2, y tendría 8 electrones de valencia formando
un catión (ion positivo).
El flúor con 7 electrones de valencia, necesita uno para
completar su octeto, si acepta el electrón que cede el
sodio forma un anión ( ion negativo).

7. 1.enlaces múltiples: enlace simple doble y
triple
2. compartimiento de dos átomos: covalente
coordinado o dativo
3. dependiendo de la diferencia de
electronegatividad: covalente apolar y polar

8. enlace simple: Cada átomo aporta un e- ,es decir, se comparte
un par de e- entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de
Hidrógeno (H2):
enlace doble: Cada átomo aporta dos e- , es decir, se comparten
dos pares de e- entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de
Oxígeno (O2):
enlace triple: Cada átomo aporta tres e- , es decir, se comparten
tres pares de e-entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de
Nitrógeno (N2):

9. Covalente coordinado o dativo: Se produce cuando dos átomos
comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede
solamente de uno de los átomos combinados y no de los dos.
El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de
donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la
fórmula electrónica se pone una flecha (→) que va del donante al
aceptor. Un enlace dativo o coordinado se presenta cuando el par de
electrones es aportado por un solo átomo

10. Covalente apolar: se produce por el compartimiento de e- entre
dos o mas átomos de igual electronegatividad por lo que su
resultado es 0 y por lo tanto la distribución de carga electrónica
entre los núcleos es simétrica. Siempre que dos átomos del
mismo elemento se enlazan se forma un enlace covalente apolar.
Ejemplo
En la molécula (H2), cada átomo de hidrógeno tiene la
configuración electrónica 1s1en lo que cada átomo hidrógeno
tiende a captar un segundo electrón.
H• + •H = H:H o bien H- H

11. Covalente apolar: Es una transición entre el enlace
iónico puro y el enlace covalente apolar. Se produce por el
compartimiento de electrones entre dos o más átomos de
diferente electronegatividad, estableciéndose una separación
de cargas, la distribución de carga electrónica entre los
núcleos será asimétrica, pero esta diferencia no llega al punto
en que el enlace se torna iónico puro. Son posibles diferentes
grados de polaridad del enlace.