1. PREUJOVEN Química - Plan Común
06 Enlace Químico.
Al término de esta lección podrás:
• Entender por qué se forma un enlace químico.
• Conocer los distintos tipos de enlace químico.
• Aprender a dibujar las estructuras químicas.
Video
Enlace Químico:
http://www.youtube.com/watch?v=B1w5DkEBSZs
1. El enlace Químico.
El enlace químico corresponde a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones o
moléculas que formas sustancias químicas de manera estable. Pero, ¿Por qué se enlazan los
átomos? Los átomos se enlazan para buscar el estado más estable posible. Una de las fuerzas
impulsoras de la naturaleza para alcanzar una mayor estabilidad es la tendencia de la materia
a alcanzar el estado de energía más bajo posible.
Energía de enlace
Es la energía que se libera en la formación de un enlace. Cuando los átomos están separados
sólo por una pequeña distancia (distancia intramolecular de enlace), la energía es mínima y la
estabilidad es máxima, en este proceso de formación de un enlace se libera energía y es
denominada energía de enlace.
Ejemplo:
H (g)+ Cl (g)----- HCl
Se libera una energía de enlace igual a 431,9 KJ
Electrones de valencia
En la formación del enlace químico sólo participan los electrones de valencia. Estos
corresponden a los electrones del último nivel de energía, específicamente los electrones
desapareados o célibes.
Electrones de valencia que deben conocer: (en negrita aparecen los electrones de valencia)
Elemento Z Configuración Electrónica Electrones de
valencia
Hidrógeno (H) 1 1s1
1
Nitrógeno (N) 7 1s2
2s2
2p3
5
Argón (Ar) 18 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
0
Oxígeno (O) 8 1s2
2s2
2p4
6
Carbono (C) 6 1s2
2s2
2p2
4
Lección 6 1

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2. Representación o Notación de Lewis.
Para facilitar el estudio de los enlace químicos, Gilbert Lewis, químico estadounidense, ideó
un sistema de notaciones para representar a los electrones del último nivel de energía
(electrones de valencia). En la notación de Lewis para representar a un átomo escribimos el
símbolo del elemento y lo rodeamos de tantos puntos o cruces como electrones de valencia
tenga. (En el dibujo se muestran las estructuras de Lewis, de los elementos representativos de
los 2 primeros periodos.)
Ejemplo:
En nitrógeno tiene un número atómico de 7(Z=7), entonces su configuración electrónica es:
7N = 1s2
2s2
2p3
. Posee 5 electrones de valencia, donde 1 par de electrones están apareados
(2s2
) y 3 electrones están desapareados (2p3
ó 2px1
2py1
2pz1
).
Entonces lo escribimos según notación de Lewis así:
3. Regla del Dueto y del Octeto.
Los gases nobles son estables por naturaleza y de ahí que en consecuencia no reaccionan y
permanecen aislados como gases monoatómicos. Su inercia se explica exclusivamente en base
a su configuración electrónica.
Configuración Electrónica de los gases nobles.
Gases Nobles Configuración Electrónica n=1 n =2 n =3 n=4
2He Helio 1s2
2 - - -
10Ne Neón 1s2
2s2
2p6
2 8 - -
18Ar Argón 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
2 8 8 -
36Kr Criptón 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
2 8 18 8
Si se dan cuenta al observar la tabla, veremos que lo único que tienen estos gases en común
es el hecho de poseer 2 ó 8 electrones en su último nivel de energía, por lo tanto podemos
deducir que el dueto y el octeto debe ser la posición más estable.
Sobre esta observación se propuso en 1916, la regla del dueto y del octeto que dice: “Cuando
se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de modo que
el último nivel de energía de cada átomo contenga 2e u 8e y así adquiera la configuración
electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica.”
Lección 6 2

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Atención
Tener presente que:
Para cumplir la regla del dueto y del octeto:
Los elementos metálicos (Li, Na, K, Rb, Cs, Al, Cu, Au, etc.) tienden a perder o a
ceder electrones. Tiene mayor probabilidad de formar cationes.
Los elementos no metálicos (O, N, H, F, Cl, Br, I, etc.) pueden ganar o compartir
electrones. Tiene mayor probabilidad de formar aniones.
4. Iones.
Un ión es un átomo o un grupo de átomos que poseen carga negativa, se clasifican en:
4.1. Catión.
Se denomina catión al átomo cargado
positivamente, pues pierde electrones.
4.2. Anión.
Se denomina Anión a un átomo cargado
negativamente, pues gana electrones.
La ganancia o pérdida de electrones no
modifica al núcleo por lo que:
• Un catión tiene más protones que
electrones.
• Un anión tiene más electrones que
protones.
4.3. Iones Poliatómicos.
En algunos casos, los iones positivos y los iones negativos están formados por más de
un átomos a los que llamamos iones poliatómicos.
Ejemplos de iones politómicos:
Símbolo Nombre del Ion
NH4
+
Amonio
OH-
Hidróxido, o Hidroxilo
SO4
-2
Sulfato
CO3
-2
Carbonato
NO3
-
Nitrato
PO4
-3
Fosfato
Lección 6 3
Cationes

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Ejercicio
Empleando la tabla periódica de los elementos completa el siguiente cuadro:
Elemento Símbolo Z Configuración
Electrónica
Número de
electrones de
valencia
Azufre
Li
11
1s2
2s2
2p5
5. Clasificación de los Enlaces Químicos.
Condiciones para que se forme un enlace químico.
• Que existan átomos que tengan electrones célibes o desapareados. El átomo formará
tantos enlaces como electrones célibes tenga.
• Existe la posibilidad de formar electrones célibes, es decir, que un electrón apareado
pueda desaparearse saltando a un orbital desocupado del mismo nivel. Esto se conoce
como hibridación. Ej. El caso del carbono (C) cuya configuración electrónica es:
1s2
2s2
2px1
2py1
2pz0
. En donde 1 electrón del orbital “s” salta al orbital desocupado 2pz.
En consecuencia podríamos escribirlo así, 1s2
2s2
2px1
2py1
2pz1
, así el carbono pude
formar 4 enlaces ya que tiene 4 electrones desapareados. Se conocen como orbitales
sp3
, pues es una mezcla de orbitales s y p.
• Es posible también formar enlaces cuando un átomo tenga un par de electrones de
disponibles (libres) para compartir con otro átomo, siempre y cuando este último tenga
orbitales desocupados. (enlace coordinado)
5.1. Enlace Iónico.
Este enlace se forma entre dos átomos por
transferencia de electrones. Es la fuerza
electrostática entre iones positivos y negativos, lo
que los mantiene unidos.
• Se forma entre un metal y un no metal.
• Los metales ceden electrones y los
elementos no metales aceptan electrones.
• El compuesto iónico es neutro.
Para representar los compuestos iónicos usaremos las fórmulas químicas, que corresponde a la
relación entre el número de iones de cada elemento.
Lección 6 4

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Propiedades de los compuestos iónicos.
• Son sólidos a temperatura ambiente.
•Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Se requiere aportar mucho calor para que
cambien de estado.
•No conducen la electricidad en estado sólido, pero si lo hacen en estado fundido y en
soluciones.
•Se disuelven es solventes polares como el agua.
•El enlace iónico involucra la formación de un sólido cristalino ordenado, en el que se
distribuyen espacialmente los cationes y los aniones siguiendo un patrón similar al de un
papel mural, pero dispuestos de manera tridimensional.
5.2 Enlace Covanlente.
Es un enlace que se forma entre 2 átomos por compartición de electrones, no habiendo por
lo tanto, ni cesión ni captación de electrones. Estos átomos que comparten uno o más pares
de electrones de valencia lo hacen para alcanzar la configuración del gas noble más cercano.
• Se forma entre elementos no metálicos. No
hay dador, ni aceptor de electrones, por lo
tanto se comparten los electrones.
• Se pueden compartir 1, 2 y 3 pares de
electrones.
• Encontramos compuestos covalentes polares y
apolares.
Los compuestos con enlace covalentes apolares
Se dan entre moléculas formadas por átomos iguales. Como los átomos enlazados tienen la
misma electronegatividad, los electrones son atraídos por ambos núcleos con la misma
intensidad y se distribuyen de manera simétrica entre núcleos de los átomos. Ej. O2
Lección 6 5

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Los compuestos con enlace covalente polar
Se dan entre moléculas formadas por átomos diferentes. Ej HCl (ácido clorhídrico) y H20.Como
existe diferencia de EN (electronegatividad), uno de los átomos atraerá con una mayor
intensidad a los electrones compartidos al compararlo con el otro, de menor EN. Esto originará
cargas parciales positivas y negaivas (δ) en los extremos del enlace. Ej, el agua.
Atención
Tener presente
La electronegatividad (EN) es una medida de la capacidad que tiene un átomo para
atrae electrones hacia sí en un enlace. Si la diferencia de electronegatividad entre
los elementos que forman el enlace es mayor que 1,7 se originará un enlace iónico.
Si la diferencia de EN es menos que 1,7 se originará un enlace covalente polar. Si la
diferencia de EN es igual a 0 se originará un enlace covalente apolar.
Tipos de enlace covalente
Dependiendo del número de pares de electrones que se
comparten entre dos átomos, el enlace covalente puede ser
simple, doble o triple.
Enlace covalente simple: Se forma cuando dos átomos
comparten un par de electrones.
Enlace covalente doble: Se forman cuando dos átomos
comparten 2 pares de electrones.
Enlace covalente Triple: Se forma cuando dos átomos
comparten 3 pares de electrones.
5.3. Enlace covalente coordinado o dativo.
Enlace que se produce entre dos átomos en el cual uno de los átomos enlazados aporta un par
de electrones; el otro átomo aporta orbitales vacíos y una vez formado el enlace hay
compartición del par de electrones. Ej. Formación del ión amonio. NH4
+
. El enlace covalente
coordinado se representa por una flecha en el sentido de la flecha indica el elemento que
recibe el par de electrones
El protón H+
se acerca al NH3, más específicamente al N que posee 1 par de electrones sin
compartir. Este (el N)
comparte el par de
electrones con el protón
formándose así el enlace. El
ión amonio posee: 3 enlaces
covalentes simples y 1
enlace covalente
coordinado, o simplemente 4
enlaces covalentes.
Lección 6 6

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5.4. Enlace metálico.
En metales como el cobre (Cu), el hierro (Fe), el oro (Au), los electrones están deslocalizados
en la totalidad de su estructura, esto hace que los átomos se mantengan unidos con una gran
fuerza de cohesión a través de lo que llamamos enlace metálico. De hecho los átomos
metálicos se pueden imaginar
como un arreglo de iones
positivos inmersos en un mar de
electrones deslocalizados. La
fuerza de cohesión es
responsable de la resistencia de
los metales, de que sean
buenos conductores del calor y
la electricidad. Los electrones
pueden deslizarse uno sobre
otro, sin rompes ningún enlace
específico. Con los metales es
posible hacer alambres
(dúctiles) y formar láminas
(maleables). Los metales
también tienen brillo, pues sus
electrones tienen la capacidad
de absorber energía de la
radiación y liberarla en forma
de fotones de luz visible.
6. Geometría Molecular.
Es el ordenamiento de los átomos en una molécula. Uno de los métodos para determinar la
estructura molecular aproximada, se basa en los pares de electrones que participan
(electrones enlazantes) y los que no participan (electrones no enlazantes) en un enlace. La
interacción que se da entre estos pares de electrones, determina la disposición de los átomos
en la molécula, así encontramos geometrías: lineal, trigonal, tetraédrica, angular y pirámide
trigonal.
Parece increíble pensar que la forma que tiene una molécula es determinante en la manera
como actúa, estableciendo sus propiedades.
En la siguiente figura aparece una lista de las geometrías moleculares que debes aprender y
algunos ejemplos de cada una.
Lección 6 7

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7. Isomería.
Dos moléculas que tienen la misma fórmula
química pero que difieren en su estructura
geométrica son Isómeros. Presentan diferentes
propiedades.
Lección 6 8

9. PREUJOVEN Química - Plan Común
Ejercicio
1. Represente según la fórmula de Lewis y estructural, el enlace covalente de las
siguientes molecular: CO2, CH4, I2, C2H4, I2, HCN, C2H6.
2. ¿Cómo se explica la diferencia de solubilidad de las sustancias en agua?
3. Indica el tipo de enlace (iónico o covalente) de: LiF, K2O, H2, HCL, KBr, N2.
4. Prediga la geometría molecular de los siguientes compuestos: H2S, CCl4, BBr3.
5. ¿Cómo podrías explicar porqué algunas sustancias conducen la electricidad y
otras no?
6. A las sustancias que conducen la electricidad se les llama iónicas y a las que no,
covalentes, ¿qué diferencias crees que hay entre estos dos tipos de sustancias?
Lección 6 9
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