Para comenzar a comprender porqué y cómo se unen los átomos al formar los distintos tipos de compuestos.

1. Enlaces
Químicos

2. Clasificación de los
enlaces:
 Ideas preliminares:
 Gases nobles aislados en el universo.
 Mayoría de los elementos enlazados.
 Los átomos se enlazan para formar
agregados con propiedades distintas de los
elementos aislados. Ej: C, H, y O forman
tanto sacarosa como etanol.

3. Porqué se unen los átomos?
La fuerzas que mantienen unidos a los átomos
en los compuestos son de naturaleza
eléctrica.
Los electrones externos de los átomos se
colocan en la zona entre los núcleos donde
las fuerzas de atracción superan a la
repulsión.
Los electrones enlazantes pueden estar:
 Mas cerca de un núcleo que del otro.
 Entre ambos núcleos.
 Deslocalizados y distribuidos uniformemente
dentro de un conjunto de más de dos núcleos.

4. Electronegatividad
 Es una medida de la capacidad de un átomo para
atraer hacia sí los electrones de un enlace.
 Es una medida de la afinidad de un átomo por los
electrones.
 La escala de Pauling presenta un valor mínimo para
Cs de 0.7 y máximo para F de 4.
 En la Tabla Periódica aumenta de izquierda a derecha
en el período y de abajo hacia arriba en un grupo.
 Los no metales tienen valores mayores que los
metales.
 Permite predecir el tipo de enlace que se presenta
atendiendo a la diferencia entre los átomos
involucrados.

5. Tipos de enlaces de acuerdo a la diferencia de
electronegatividad
 Enlace Iónico:
 Diferencia mayor de 1.9
 Lo forman gralmente. metal y no metal.
 Presentan altos ptos de fusión, son duros y
quebradizos, no conducen calor ni
electricidad.
 Presentan estructuras cristalinas ordenadas.
 Fundidos o en solución son buenos
conductores de la electricidad.
 Ejemplos: LiF, NaCl,Na2O.

6.  Enlace Covalente
 Diferencia menor que 1.9
 Generalmente entre no metales.
 Puntos de fusión y ebullición muy variados.
 Aislantes térmicos y eléctricos.
 Forman moléculas con geometrías
definidas.
 Ejemplos: CH4, NH3, C6H6, F2, H2O.

7.  Enlace metálico
 Menor que 1.9
 Formado por metales.
 Sólidos, con puntos de fusión altos.
 Elevada densidad, brillantes, dúctiles y
maleables.
 Excelentes conductores del calor y la
electricidad debido a la deslocalización de
sus electrones.
 Ejemplos: Fe, Na, Au y aleaciones.

8.  Relaciones con otras propiedades periódicas:
 Energía de ionización: crece hacia la derecha de la
tabla idem electronegatividad. Es más fácil ionizar
los elementos de grupo I que de grupo VII porque
tiene mayor tendencia a perder sus electrones al
enlazarse.
 Radio atómico decrece hacia arriba y a la derecha.
Un átomo pequeño atrae más facil los electrones de
otro, si éstos están más alejados de su propio
núcleo.
Un átomo será más electronegativo mientras
más difícil sea ionizarlo y más pequeño sea,
pues atraerá más fácilmente los electrones
de otros átomos en un enlace.

9. Enlaces y configuración electrónica
 La estabilidad de los gases nobles es debida a
los ocho electrones en su nivel más externo
(excepto el He)
 Por lo general, aunque no solamente, los
átomos al enlazarse tienden a adquirir la
configuración electrónica más estable del gas
noble más próximo.
 Como adquieren ocho electrones de valencia
esto se conoce como regla del octeto.
 Como toda regla tiene excepciones.

10. Enlace Ionico
 Se produce entre elementos de grupos I y II con
elementos de grupo VI y VII.
 Se produce transferencia total de electrones con
formación de iones, los cationes y aniones
correspondientes.
 El metal de baja electronegatividad y elevada energía
de ionización cede electrones y se transforma en
catión.
 El no metal de alta electonegatividad y baja energía de
ionización recibe electrones y se transforma en anión.
 Ejemplo: Na → Na+ + e- Cl + e- → Cl-
 Los iones formados se mantienen unidos por atracción
electrostática de acuerdo a la ley de Coulomb.

11. Algunos iones importantes:
 La alúmina Al2O3 es iónico y se encuentra como
mineral corundum al que sólo el diamante supera en
dureza. Se utiliza en abrasivos (pastas dentales)
materiales cerámicos y aislantes eléctricos (bujías de
automóviles). Sus cristales presentan agujeros
ocupados ocasionalmente por otros iones.( Cr3+:rubí ,
Ti4+: zafiro y si están ambos iones amatista.
 Na+ es el principal catión extracelular mientras que el
K+ es intracelular y se encargan de mantener la
osmolaridad y el impulso nervioso.
 Ca2+en huesos y dientes.
 Mg2+ en funcionamiento de músculos y nervios
además de enzimas y en la fotosíntesis.
 Fe2+en Hemoglobina que transporta el oxígeno.
 Co2+ y Co3+ en vitamina B12

12. Enlace Covalente
 Se comparten electrones.
 Se forman moléculas.
 Enlace covalente puro o apolar:
 Se produce entre átomos iguales. Ejemplo:
 H· + H· → H : H
 F2, Cl2, Br2, O2, N2
O O

13.  Enlace covalente polar:
 Entre átomos diferentes.
 Los electrones se comparten
asimétricamente por la diferencia de
electronegatividad.
 La distribución de cargas asimétrica
determina la formación de dipolos.
 Ejemplos HF
H2O

14.  Enlace covalente coordinado:
 Uno de los átomos aporta los dos
electrones del enlace y el otro solo
ofrece el espacio para acomodarlos.
 Ejemplo: Ion Hidronio H3O+
Ion Amonio NH4
+

15. Enlace metálico
 Las propiedades típicas de los metales son
debidas a los enlaces que presentan.
 El enlace no es entre átomos sino mas bien
entre cationes metálicos y los que fueron
sus electrones.
 Los electrones se comparten entre todos los
núcleos que poseen igual
electronegatividad.