TEMA DE QUIMICA

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CIENCIAS NATURALES-QUIMICA GRADO 10 - I PERIODO
GUIA 3: ENLACES QUIMICOS
¿Cómo se forman las sustancias químicas?
La gran mayoría de elementos químicos no suelen encontrarse libres en la naturaleza, sino combina
dos entre sí formando sustancias o compuestos químicos. Una excepción son los gases nobles que
no forman compuestos químicos.
Enlace Químico es la fuerza de atracción mutua entre dos o mas átomos que se combinan para formar una molécula.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8
electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto. Los atomos al ganar, perder
o compartir electrones con otros atomos, pasan a tener 8 electrones de valencia y asi adquirir la configuración de
gas noble.
EL último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos
mas estables de la tabla periódica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa más externa, es decir,
cumplen con la ley del octeto, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una
configuración estable.
La máxima estabilidad para un átomo se consigue cuando adquiere a configuración electrónica del
gas noble más próximo. Por lo tanto, los átomos tienden a ganar o ceder electrones a fin de
conseguir su estabilidad. Como consecuencia resultan partículas que reciben el nombre de iones. Un
ión es la partícula que se obtiene cuando un átomo capta o cede electrones con el objetivo de
adquirir la configuración de un gas noble. Si un átomo gana electrones queda cargado
negativamente, y si los cede queda cargado positivamente. Por consiguiente, existen dos tipos de
iones:
a. Anión (negativo)
b. Catión (positivo)
Electrones de Valencia son los que encontramos en el último nivel de energía. Cuando se hace una combinación, los
electrones de valencia pasan del nivel de energía externo de un átomo a otro o son compartidos por los niveles externos
de los átomos que entran en la combinación.
Para representar la formación de enlaces entre los átomos se acostumbra a usar la Estructura de Lewis, que consisten
en el símbolo del elemento que representa el núcleo del átomo, con los electrones del ultimo nivel de energía, los cuales
pueden representarse por medio de puntos, cruces, etc.
Electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer y retener los electrones de un enlace. La
electronegatividad cambia en la tabla periódica de modo que los elementos más electronegativos a la derecha y arriba
de la tabla y los menos electronegativos a la izquierda y abajo. Los elementos se estabilizan al alcanzar la configuración
electrónica de 8 electrones en su último nivel de energía, por tanto los elementos situados a la derecha del grupo del
carbono poseen gran tendencia a captar los electrones para adquirir su octeto, mientras que los ubicados a la izquierda
tienden a perder los electrones de valencia.
Todo átomo tiende a tener 8 electrones en su último nivel (regla del octeto), esto obliga a que unos
átomos puedan ganar electrones a expensa de que otros los pueda perder. Los elementos de baja
electronegatividad pierden electrones, estos se llaman METALES, los que tienen alta
electronegatividad ganan electrones y se llaman NOMETALES
AUMENTA

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Ejercicio: Ordenar los siguientes elementos según su electronegatividad de mayor a menor: Fósforo, Magnesio, azufre,
Bromo, Aluminio, Hierro y Litio.
TIPOS DE ENLACES
Existen tres tipos de enlaces químicos: Ionico, Covalente y Metalico.
1- Enlace ionico:
Enlace iónico es el que se establece por trasferencia de electrones de un átomo hacia otro, de modo que los átomos
reaccionantes alcanzan a cumplir la regla del octeto.
Es un enlace que se da entre atomos de un metal y un no metal. Para que se dé un enlace
iónico entre dos átomos la diferencia de electronegatividad entre ellos debe ser mayor que 1.7
Por ejemplo: El sodio y el cloro, por sus distribuciones electrónicas buscan una mayor estabilidad formando una sal
donde cada ión de cloro está rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio rodeado por seis aniones de cloro.
En el enlace iónico hay transferencia de electrones de un átomo a otro, es decir uno gana
y el otro pierde.
Ejercicio:
Establecer el enlace que ocurre entre los siguientes pares de elementos:
 Calcio y bromo.
 Hidrogeno y azufre.
 Cloro y potasio.
 Oxigeno y sodio.
2-ENLACE COVALENTE:
Es la unión de dos o más átomos que comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlaces se presenta
entre los elementos no metales o electronegativos, que tienen cuatro o más electrones de valencia. Para que se dé
enlace covalente entre dos átomos la diferencia de electronegatividad entre ellos debe ser menor que 1.7
A
U
M
E
N
T
A

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Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad para que exista transferencia electrónica, resultan dos
átomos compartiendo uno o más pares de electrones y forman una molécula con energía de atracción débil en resultado
poseen bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con los iónicos. Los enlaces pueden ser simples, dobles y
triples, según la forma de compartir uno, dos o tres electrones.
Existen tres clases de enlaces covalentes:
 Covalente simple o sencillo: Ocurre cuando los dos átomos que participan en el enlace comparten entre si un solo
par de electrones. Por ejemplo en la molécula de bromo, se combinan dos átomos de bromo cada uno con 7
electrones en el último nivel, a cada átomo le falta un electrón para cumplir la ley del octeto. Por tanto, los dos
electrones sin aparear se aproximan para compartir estos electrones originando un enlace simple.
 Covalente doble: Cuando los átomos presentes deben compartir más de un par de electrones para alcanzar el
octeto. Por ejemplo la molécula de O2, cada átomo de oxigeno le faltan dos electrones en su nivel externo para
cumplir la ley del octeto. Para adquirir esta configuración, los átomos de oxigeno deben compartir dos pares de
electrones de valencia, determinando un enlace doble.
 Covalente triple: Cuando los átomos que participan en el enlace comparten tres pares de electrones. Por ejemplo,
un átomo de nitrógeno, que en su último nivel tiene 5 electrones, al unirse con otro átomo de nitrógeno forman la
molécula compartiendo tres pares de electrones para cumplir la ley del octeto, determinando un enlace triple.
Enlace covalente coordinado: Este enlace consiste en la compartición de un par de electrones entre dos átomos,
donde dicho par es proporcionado por uno de los elementos enlazados. En la representación de un compuesto
empleando la fórmula, el enlace covalente coordinado se índica mediante una flecha apuntando hacia quién recibe
el par electrónico de enlace, el H2SO4 y el HNO3 presentan este tipo de enlace:

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Polaridad en los enlaces:
Hay que tener en cuenta dos hechos fundamentales en la formación de enlaces
covalentes:
a. Enlace covalente polar: Si los átomos que comparten el par de electrones son distintos,
y la diferencia de electronegatividad entre ellos es diferente de cero. Ejemplo: En la
molécula del agua:
Enlace no polar: Es el enlace covalente formado por
dos átomos iguales y cuyo compartimiento de
electrones es uniforme.
Enlace
polar:
cuando
en un
enlace
covalente uno de los átomos presenta mayor electronegatividad que el otro, este atrae con mas intensidad el par o los
pares de electrones que se comparten, con lo cual estos quedan mas cercanos al átomo mas electronegativo. Por
consiguiente, aparece una ligera carga negativa en la parte de la molécula donde se halla el átomo con mayor
electronegatividad; por el contrario aparecerá una ligera carga positiva hacia el átomo con menor electronegatividad.
Estos enlaces se presentan:
a. Denotando las cargas locales de la molécula polar con d-
sobre el átomo de mayor electronegatividad del enlace y
d+
sobre el menos electronegativo.
b. Añadiendo al guión del enlace polarizado una flecha que se dirige hacia el elemento con mayor electronegatividad.
Cuanto mayor sea la diferencia de las electronegatividades entre los elementos que conforman los enlaces, mayor será
la polaridad de este. Algunas formas de representar las moleculares polares son:
Ejercicios:
 Dibujar los diagramas de Lewis que expresen los enlaces en los siguientes compuestos:
a. SiH4
b. BaF2
c. H2SO4
 Representar gráficamente las moléculas de cloruro de bromo BrCl y dióxido de carbono CO2. Mencionar en cada
caso el tipo de polaridad que presenta.
3-ENLACE METALICO
Los átomos de los elementos metálicos se caracterizan por tener pocos electrones de valencia en la capa más externa.
No pueden formar enlaces covalentes, pues compartiendo sus electrones no logran cumplir la ley del octeto.
La estabilidad la consiguen de otro modo, los electrones de valencia de cada átomo entran a formar parte de un fondo
común, constituyendo una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, dispuestos ordenadamente,
formando un cristal metálico.

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TALLER
Resuelvo con mis compañeros de grupo los siguientes ejercicios:
1. Cuantos electrones se encuentran en el nivel energético más externo de cada uno de los siguientes elementos:
a. Mg
b. Al
c. Pb
d. Br
e. K
f. P
g. Li
2. Cuantos electrones son necesarios para que los siguientes átomos cumplan la ley del octeto:
a. Mg
b. O
c. H
d. S
e. Br
3. Para las siguientes formulas mencionar las clase de polaridad que presenta cada molécula y por que. Elaborar los
diagramas de cada una:
a. CO
b. H2O
c. Cl2
d. HBr
e. N2
4. Indicar entre que pares de elementos cabe esperar la formación de un compuesto iónico, estableciendo en caso
afirmativo, sus formulas:
a. Cloro y oxigeno.
b. Sodio y calcio.
c. Calcio y oxigeno.
d. Potasio y nitrógeno.
e. Fluor y zinc.
f. Fluor y sodio.
5. Esquematizar el enlace que ocurre entre el cloro y el aluminio. ¿A que clases de enlace pertenece?
6. Entre cuales de los siguientes pares de elementos cabe esperar cabe esperar un enlace covalente, estableciendo en
caso afirmativo, sus formulas:
a. Hidrogeno y cloro.
b. Cloro y magnesio.
c. Hidrogeno y oxigeno.
d. Nitrógeno e hidrogeno.
e. Carbono y cloro.
f. Sodio y potasio.
7. Elaborar un cuadro comparativo entre enlace iónico, enlace covalente y enlace covalente coordinado.
8. Representar la unión química entre los siguientes pares de elementos haciendo uso de la estructura de Lewis.
Indicar si la unión es iónica o covalente:
a. Rubidio y cloro.
b. Hidrogeno y selenio.
c. Boro y cloro.
d. Cesio y azufre.
e. Estroncio y oxigeno.
f. Hierro y cloro.
9. Las siguientes sustancias tiene enlaces covalentes múltiples. Elaborar la estructura de Lewis para cada una:
a. HCN
b. SO3
c. HNO3
d. SO2
e. O3
10. Escribir un (+) encima del átomo o átomos que sean relativamente positivos y un (-) encima del átomo o átomos
que sean relativamente negativos en las siguientes moléculas de enlace covalente:
a. HF
b. H2O
c. ICl
d. BrCl
e. NH3
f. Cl2O
11. ¿Qué diferencia hay entre las propiedades de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes?
12. Explique porque las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica en estado líquido pero no en estado solidó.
13. ¿Por qué a los gases nobles no se les asigna generalmente valores de electronegatividad?
14. En cada uno de los siguientes grupos escoja el elemento con la electronegatividad mas baja:
a. F – Cl – Br
b. Ge – As – Sn – Sb
c. Rb – Cs – Fr
15. Existen algunos elementos que no cumplen la regla del octeto, explique porque tienen esta excepción y cite algunos
ejemplos.

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16. Elabora la siguiente sopa de letras y define los conceptos:
C O N F I G U R A C I O N E L E C T R O N I C A
E P O S Y Y I B I C S V B N Q U I M I V A T R S
D L G G S F S O T N E M E L E F F J S A G G I P
E S E G D E L O E P C F D A Q F U Z B C D P J O
E X C C E T C O Y P F I E C U I N C C N O D G L
D O E H T J S A B C P M E E I M E C C L D O V F
T C Q D J R D I A N U A D Q K A R O A D V S E C
R I U E J J O I M A K N T U F N A R X I S P R V
U L I E I G J N L N K E R I G E I O T S E H L X
G A M D F F S F E E K L H M D L D I R D T D A D
U T I T P D S D E G F I F I D I S S S R U B D E
F E C R U F I E N A A O D C S O A A D W I A E T
S M O F K G F E A T G T N O P O L A R H F C F N
J E S A B C P D M I H H I G S M R A P W S I Q E
H C E T C O U T E V A B C V G A R I O R E D U L
F A D A D H K R N O S A B C I N A R L P R O I A
I L E C T R O N E S D E V A F D G A D G G I L V
E N L A C E I O N I C O R T P A A S D H J R O O
I E D F G D E L O E P C S G U I G D E L O E P C
G D E L O E P C A S D D G P K D O N Z A P P V E
E L E C T R O N E S D E V A L E N C I A Ñ A C C
D A I A N Y D H E H S A B C D E G J S O A L F A
O B B A L O P O T E T C O L E D Y E L A F B B L
G G M H F T H I P K R F H U T T S S D F H A R N
Q U I M U N V S I W E L E D A R U T C U R T S E
Enlace químico.
Enlace iónico.
Enlace covalente.
Enlace metálico.
Polar.
No polar.
Electronegatividad.
Ley del octeto.
Electrones de valencia.
Estructura de lewis.
Positivo.
Negativo
Elementos.
Configuración electrónica.
Tabla periódica.