El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces interatómicos iónicos, covalentes y metálicos, así como enlaces intermoleculares como las fuerzas de London, dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno. Explica cómo se forman estos enlaces y sus características distintivas.

1. QUIMICA
Docente : Sherry Reyes
TEMA: ENLACE QUIMICO

2. ¿Qué se entiende por Enlace Químico?
• Es el proceso por el cual los átomos logran obtener una ESTABILIDAD ELECTRONICA
 Tipos de Enlaces
Químicos
Enlaces
Químicos
Interatómicos
Iónico o
electrovalente
Covalente Metálico
Intermoleculares

4. Enlace Interatómico
A) Características
• Se producen por una fuerza electromagnéticas
• Participan los e- de valencia (e- ultimo nivel)
• Los átomos conservan su identidad (a pesar de compartir e-)
• Se producen cambios térmicos (por lo general bajan su T° para alcanzar su estabilidad)
B) ¿Que se necesita para los enlaces?
NOTACION LEWIS Representación de los e- de valencia de un determinado
átomo
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
E
E E E E
E
E
E
e- de valencia

5. Ejemplos
• Hallar la notación Lewis para los siguientes elementos
19
39
𝐾
15
39
𝑃
18
2
𝐴𝑟 𝟒𝒔𝟏
10
2
𝑁𝑒 𝟑𝒔𝟐𝟑𝒑𝟑
IA
VA
K
P
C) ¿Por qué se produce el enlace?
• Todos los elementos desean ser ESTABLES (desean alcanzar la C.E de un GAS NOBLE)
• Los átomos tienden a completar 8e-s en su capa de valencia
Ejm:
1
39
𝐻
8
39
𝑂
H
H
O
O
H
𝐻2𝑂

6. D) Tipos de Enlace Interatómico
Iónico
(Electrovalente)
Covalente Metálico
Enlace Iónico (Electrovalente)
• Se produce TRANSFERENCIA DE e- (ganancia y perdida)
• Se originan CATIONES Y ANIONES
• Se atraen por fuerza electroestática
• Son solubles en agua
• Conducen electricidad
• A T° de ambiente son solidos (forman cristales)
• Presentan elevado punto de fusión

7. ¿Cómo se produce el E.I ?
40
39
𝑀
+
METAL
40
39
𝑁. 𝑀
-
NO METAL
Transfiere e-
(IA-IIA) (VIA-VIIA)
Catión Anión
Pierde e- Gana e-
Ejm: Realiza el diagrama Lewis para el enlace de
11
39
𝑁𝑎
17
39
𝐶𝑙
IA (Metal)
VIIA (No Metal)
Na
Cl
Na Cl
Fuerza
electrostática
Cl
Na
+1 -1
Escribimos la formula : NaCl
Se coloca
1ero pierde
2do gana

8. Ejm2: Realiza el diagrama Lewis para el enlace de
12
39
𝑀𝑔
53
39
𝐼
IIA (Metal)
VIIA (No Metal)
Mg
l Mg l
l
Mg
+1 -1
l
Mg
+2 -1
l
-1
Escribimos la formula : 𝐌𝐠𝐈𝟐

9. Características
:
- Generalmente se produce entre NO METALES (Pueden ser 2 o mas )
- Se produce una COMPARTICION DE ELECTRONES (no se gana, ni pierdes se COMPARTE)
¡Nota!
- Para diferenciar los enlaces ten en cuenta lo siguiente:
ENLACE IONICO ∆ E.N ≥ 1,7 METAL – N.METAL
ENLACE COVALENTE ∆ E.N ≤ 1,7 NO METALES
ENLACE METALICO ∆ E.N ≤ 1,7 METALES
-Recuerda que la
ELECTRONEGATIVIDAD
(E.N) es la capacidad de atraer
e-
METALES
NO
METALES
Enlace Covalente

10. Clasificación (Enlaces Covalentes) :
a) Por el # de pares de e-s compartidos
- Enlace Covalente Simple :
- Enlace Covalente Múltiple :
El par de átomos se enlazan compartiendo 1 par de electrones.
Cuando los átomos se unen compartiendo 2 o 3 pares se electrones.
-Ej.:
-Ej.:
𝐻 (𝐼𝐴)
𝐶𝑙 (𝑉𝐼𝐼𝐴)
H Cl
Enlace simple
𝑂 (𝑉𝐼𝐴)
𝑁 (𝑉𝐴)
𝑂2
𝑁2
O O O
O
N N N N N N
Enlace triple

11. - Se tiene así :
Enlaces Covalentes ENLACES MULTIPLES
SIMPLE DOBLE MULTIPLE -TRIPLE
Presencia de enlace : 𝝈 Presencia de enlace : 𝝈 y 𝝅 Presencia de enlace : 𝟏 𝝈 y 𝟐𝝅
A B B
A A B
𝝈 𝝈
𝝅
𝝅
𝝈
𝝅
b) Respecto a quien aporta los e- de enlace
- Enlace Covalente Normal : Cada átomo aporta 1e- para formar el par electrónico enlazante.
-Ej.:
𝐻 (𝐼𝐴)
𝐹 (𝑉𝐼𝐼𝐴)
H F
E. Covalente normal (ambos aportan)

12. - Enlace Covalente Dativo o Coordinado : Cuando solo uno de los átomos aporta 2e- libres a otro
átomo que las recibe . (al final comparten)
-Ej.: Formamos el enlace para 𝑆𝑂2
𝑆 (𝑉𝐼𝐴)
𝑂 (𝑉𝐼𝐴) O O
S S O
O
S O
O
S O
O
Enlace normal
Aporta el
par de e-
libres
Enlace dativo
También es considerado enlace simple
Enlace múltiple

13. c) Respecto a la polaridad del enlace
- Enlace Covalente Apolar :
- Enlace Covalente Polar :
-Se produce entre átomos del mismo elemento.
-Ej.: El enlace para 𝑂2
O
O
-Se produce entre átomos de diferentes elementos.
-Ej.: El enlace para 𝐻2𝑂
O
H H

14. Enlace Intermolecular
A) Características
• Fuerza que une a dos o mas moléculas idénticas o diferentes
• Son responsables de justificas las propiedades macroscópicas de las diferentes
sustancias (punto de fusión , ebullición, solubilidad, etc.)
• La fuerza que ellos une son mas débiles que las interatómicas
• Se manifiestan a cortas distancias
Enlaces Químicos
Interatómicos Intermoleculares
Fuerzas
London
Fuerzas
Dipolo –
Dipolo
Enlace de
Hidrogeno
Fuerzas de Van der Walls

15. A. Fuerzas de London (Fuerzas de dispersión)
*Fuerza que une moléculas APOLARES (con dipolos inducidos o instantáneos)
*Se presentan en casi todas las moléculas
FUERZAS DE
LONDON
FUERZAS DIPOLO
DIPOLO
ENLACE DE
HIDROGENO
< <
AUMENTA LA INTENSIDAD
*Las fuerzas London generalmente son las mas débiles entre las intermoleculares

16. B.FUERZAS DIPOLO DIPOLO
*Fuerza que une moléculas POLARES (FUERZAS DE KEESOM) , se crea DIPOLOS PERMANENTES
*Las fuerzas London generalmente son las mas débiles entre las intermoleculares
C.ENLACE DE HIDROGENO
*Antiguamente llamado Puente de Hidrogeno
* FUERZA QUE UNE MOLECULAS POLARES CON ELEVADA INTENSIDAD
*En fase liquida se denominan “líquidos asociados”
* Son exclusivos del grupo “FON” H
F
O
N
POLARIDAD MOLECULAR (Dependiendo de su átomo central)
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
APOLARES POLARES
* Nota: Todos los Hidrocarburos son APOLARES

17. EJERCICIO
S
Clave A
V
V
V
33
5𝑋 (VA)
56
5𝑌 (IIA)
NO METAL
METAL
Clave A
V
F
F
+2
X
Y
+2 -2
X
-2
Y
Y
+2

18. Clave C
Clave D

19. C-H S-Cl N-H
2,5-2,1 3,0-2,5 3,0-2,1
0,4 0,5 0,9
Clave C

20. DIPOLO DIPOLO (polares)
POLARIDAD MOLECULAR (Dependiendo de su átomo central)
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
APOLARES POLARES
* Nota: Todos los Hidrocarburos son APOLARES
APOLAR POLAR POLAR APOLAR
Clave B
ENLACE DE HIDROGENO
Clave E
H
F
O
N
12
14

21. LONDON (Apolares)
POLARIDAD MOLECULAR (Dependiendo de su átomo central)
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
APOLARES POLARES
* Nota: Todos los Hidrocarburos son APOLARES
APOLAR
POLAR POLAR
Hidrogeno
Clave B
Clave A
V
V
F
F
16
18

22. Clave E
POLARIDAD MOLECULAR (Dependiendo de su átomo central)
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
APOLARES POLARES
* Nota: Todos los Hidrocarburos son APOLARES
20

23. ADICIONALES

24. -Tenemos la estructura:
-Tenemos la estructura:
V
V
F Clave C
V
F
F
E.Polar
-Enlaces: C-H C-O O-H
2,5-2,1=0,4 3,5-2,5=1 3,5-2,1=1,4
Clave B

25. -Sea la estructura:
C C
H C
H
H
H
H
O
H
C
C
H
C C H
Cl
H
Clave B
#E.Pi= 3
#E.Sigma= 17

26. -Tenemos la estructura:
V
V
F
Clave D
V
V
V
Clave A
Las moléculas –o especies– homonucleares (homo
'igual') están compuestas solo por un elemento.

27. -Tenemos la estructura:
C C
H
H
H
C C H
V
F
F
Clave A
-Tenemos la estructura:
V
F
V
Clave B