Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos y moleculares. Explica cómo los átomos comparten o transfieren electrones para formar moléculas estables. También clasifica los diferentes tipos de enlaces covalentes como simples, dobles, triples, coordinados, polares y no polares.

1. ENLACE QUIMICO
MODELOS DE ENLANCES E
INTERACCIONES INTERMOLECULARES.

2. INTRODUCCION.
 Los elementos forman compuestos
con características totalmente
diferentes
 Na + Cl ---------- NaCl
 H + O -------- Agua
 Pero, ¿qué mantiene unidas las
partículas de estos compuestos?

3. ENLACE QUIMICO
 Las fuerzas que mantienen unidos a
los átomos para formar moléculas
reciben el nombre de enlace
químico. Son de carácter eléctrico e
intervienen los electrones periféricos
(orbitales s y p) en los elementos
representativos.

4.  Para los de transición, los electrones
de los orbitales d y para los de
transición interna los de los orbitales f.

5.  Entonces, el enlace químico es la
fuerza de unión entre átomos que son
de la misma o diferente especie y
forman moléculas de elementos o
moléculas de compuestos.

6. CLASIFICACION DEL ENLACE
QUIMICO
 Puede ser: ATOMICO o
MOLECULAR.
 A su vez el enlace atómico puede ser:
 IONICO.
 COVALENTE: Simple, doble triple.
Coordinado, polar y no polar.
 METALICO.

7. Enlace molecular puede ser:
 Fuerzas de Vander Waals: Dipolo
permanente-dipolo permanente,
Dipolo inducido-dipolo inducido y
dipolo permanente-dipolo inducido.
 Puentes de Hidrogeno.

8. REGLA DEL OCTETO
 Fue enunciada en 1916 por Walter
Kossel y Gilbert N. Lewis. Establece
que al formarse un enlace químico los
átomos ganan, pierden o comparten
electrones para lograr un estructura
electrónica estable y similar a la de un
gas raro.

9.  Por ejemplo al unirse el sodio con el
cloro para formar el cloruro de sodio,
el sodio tendrá la estructura interna
del Neón y el cloro la del Argón.

10. REPRESENTACION DE ENLACES
CON ESTRUCTURA DE LEWIS.
 En la estructura de Lewis los
electrones de los orbitales externos se
representan por medio de cruces o
puntos alrededor del átomo central.
Estos puntos o cruces solo son
ilustrativos.

12. ENLACE IONICO.
 Ocurre cuando hay transferencia
completa de electrones de un átomo a
otro. El átomo que pierde electrones se
convierte en catión y el que acepta en
anión. El numero de electrones
ganados o perdidos determina la
valencia o numero de oxidación del
elemento.
 La diferencia de electronegatividades
entre anión y catión debe de ser
mayor o igual a 1.7.

14.  Al enlace iónico también se le llama
electrovalente ya que la fuerza de
atracción de iones de distinta carga es
de carácter electrostático.

15. ENLACE COVALENTE
 Se forma cuando los átomos que se
combinan comparten electrones. La
estructura de Lewis es una
herramienta muy útil para
representarlos.

16.  Este tipo de enlace es mas común
entre átomos de la misma o
semejante especie, o sea, átomos con
electronegatividades iguales o
ligeramente diferentes. Ejemplo
 N - N O – O
 C - O

17. ENLACE COVALENTE SIMPLE.
 Se lleva a cabo cuando se comparte
un para de electrones entre dos
átomos.
 Cl - Cl H - H
 H - O - H

18.  La sacarosa (azúcar de mesa), la
gasolina y el petróleo crudo, son
ejemplos de compuestos covalentes
de uso cotidiano.

19. ENLACE METALICO.
 Consiste en un conjunto de cargas
positivas que son los centros de los
átomos metálicos y los electrones
periféricos, los átomos se encuentran
unidos entre si por una nube de
electrones de valencia que rodea a los
kernels.

21.  Podemos representar a un metal
como un enrejado de cationes
colocados en los nudos de una red
cristalina y sumergidos en un mar de
electrones.

22.  En el enlace metálico los electrones
pueden moverse en todos sentidos,
contrario al enlace covalente en
donde los electrones están situados
en una posición rígida.

23.  Debido a la gran movilidad de los
electrones de valencia, los metales
son buenos conductores del calor y la
electricidad y esto explica también su
ductilidad y maleabilidad.

27. EJEMPLOS DE ENLACES
C0VALENTES:
 Covalente Simple:
H – H H – O – H
 Covalente Doble:
O = O O = C = O
 Covalente Triple:
N N H – C C - H

28. ENLACE COVALENTE COORDINADO
 Se lleva acabo cuando dos átomos
comparten un par de electrones pero
solo lo aporta un solo átomo, por
ejemplo el acido sulfúrico.

29. ENLACE COVALENTE POLAR
 Se lleva a cabo cuando los átomos
que se unen tienen
electronegatividades diferentes, lo que
da por resultado una molécula polar,
es decir con un polo positivo y otro
polo negativo. Por ejemplo el HCl.
 NOTA: La diferencia de
electronegatividades debe de ser
menor de 1.7.

30. ENLACE COVALENTE NO POLAR
 Los átomos que se unen tienen
electronegatividades iguales.
 Por lo tanto la diferencia de
electronegatividades es igual a cero.
 Ejemplo la molécula de Flúor.

31. ENLACES MOLECULARES.
 1.- Fuerzas de Van der Waals: Son débiles
atracciones electrostáticas entre moléculas.
Es el enlace mas débil de todos, se llama
también Residual o de Polarización.

32.  A) Dipolo permanente-dipolo
permanente: Se lleva a cabo entre
moléculas polares (tienen un polo
positivo y uno negativo). El positivo se
deriva del núcleo de los átomos y el
negativo de los electrones. Ej. NaCl.

33.  B) Dipolo inducido-dipolo inducido: Se
lleva acabo entre moléculas no
polares pero que instantáneamente
son inducidas a formar polos.

34.  C) Dipolo permanente-dipolo inducido:
se lleva a cabo entre una molécula
polar y una no polar.

35. PUENTES DE HIDROGENO
 Se lleva a cabo entre moléculas que
contienen hidrogeno y un elemento muy
electronegativo. El H de la molécula se
une a dicho elemento de otra. Ejemplo el
agua y el ácido fluorhídrico.