Este documento trata sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica conceptos como electrones de valencia, estructura de Lewis, excepciones a la ley del octeto y electronegatividad. El documento contiene 13 páginas con información sobre la naturaleza y polaridad de los enlaces covalentes, así como ejemplos ilustrativos de cada tipo de enlace.

1. Barquisimeto,24deNoviembredel2018
Directora de
revista:

2. Los enlaces químicos
pág. 3
Electrones de
valencia pág. 4
Tipos de
enlaces pág.
5
Naturaleza del enlace
covalente pág. 6
Polaridad de enlaces
covalentes pág. 7
Anuncios pág. 8
Estructura de Lewis pág. 9
Excepciones de la ley del
octeto pág. 10
Electronegatividad pág. 11
Crucigrama pág. 12
Publicidad pág. 13

3. Los enlaces químicos
Un enlace químico es la unión entre dos o
más átomos para formar una entidad de
orden superior, como una molécula o una
estructura cristalina. El compuesto que
resulta de este enlace es químicamente y
físicamente único y diferente de sus átomos
originarios.La formación de enlaces se produce
siempre por un balance favorable de
energía, es decir, los átomos enlazados
constituyen un sistema de menos energía
que los átomos por separado. Ejemplo
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4. Electrones de valencia
Los electrones de
valencia son cualquiera
de las partículas que se
encuentran cargadas de
forma negativa y que
son fundamentales en la
región más externa de
los átomos la cual
participa de forma activa
en la formación de los
diferentes enlaces
químicos.
Cuáles son los electrones
de valencia
Los electrones de valencia son
aquellos electrones que se
encuentran ubicados en la capa
más externa de un átomo y son
los encargados de realizar la
interacción de cada elemento
con otros para poder
formar enlaces, y de
la estabilidad y fuerza de estos.
El lugar donde se encuentran
ubicados los electrones de
valencia corresponde al último
nivel del átomo. O más bien lo
que sería el orbital más lejano.
Ejemplos
•Cobre: el cobre posee únicamente 2.
•Flúor: tiene 7.
•Argón: posee 8 en su último nivel.
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5. Es la unión de dos
átomos mediante la
compartición de dos
electrones de sus
correspondientes capas
de valencia. Una vez
compartidos, los
electrones no
pertenecen en forma
exclusiva a ninguno de
los átomos, y se
encuentran localizados
en el espacio
intranuclear de los
mismos.
• Enlace iónico:
Debido a la atracción
electrostática entre iones.
Típico de la combinación
de elementos metálicos
con elementos no
metálicos.
• Enlace
covalente. • Enlace metálico.
Debido a la
compartición de
electrones de forma
colectiva. Típico de los
elementos metálicos.
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6. Naturaleza del enlace covalente
 Enlace
covalente
simple: Cada átomo
aporta un electrón al enlace,
es decir, se comparte un par
de electrones entre dos
átomos. Un ejemplo es la
molécula de Hidrógeno (H2):
Otro ejemplo de este tipo
de enlace sería la molécula
de cloro
 Enlace covalente
doble: Cada átomo
aporta dos electrones al
enlace, es decir, se
comparten dos pares de
electrones entre dos
átomos. Un ejemplo es la
molécula de Oxígeno
(O2):
 Enlace
covalente
triple: Cada
átomo aporta tres
electrones al
enlace, es decir, se
comparten tres
pares de
electrones entre
dos átomos, por
ejemplo, la
molécula de
Nitrógeno (N2).
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7. Enlace covalente polar Enlace covalente no polar
Se forma entre
átomos iguales y la
diferencia de
electronegatividad
debe ser cero o muy
disminuida (menor
que 0,4). En este
enlace, los electrones
son atraídos por
ambos núcleos con la
misma intensidad,
generando moléculas
cuya nube electrónica
es uniforme.
Consiste en la formación de
un enlace entre átomos de
diferentes elementos, y la
diferencia de la
electronegatividad debe ser
mayor de 0,4. En este
enlace, los electrones son
atraídos fundamentalmente
por el núcleo del átomo más
electronegativo, generando
moléculas cuya nube
electrónica presentará una
zona con mayor densidad de
carga negativa y otra con
mayor densidad de carga
positiva (dipolo).
Tolueno
Fenol
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9. Esta representación se usa para
saber la cantidad de electrones
de valencia de un elemento que
interactúan con otros o entre su
misma especie, formando enlaces
ya sea simples, dobles, o triples y
estos se encuentran íntimamente
en relación con los enlaces
químicos entre las moléculas y su
geometría molecular, y la
distancia que hay entre cada
enlace formado.
también llamada diagrama de punto,
modelo de Lewis o representación de
Lewis, es una representación gráfica que
muestra los enlaces entre los átomos de
una molécula y los pares de electrones
solitarios que puedan existir.
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10. Berilio (Be)
Es una excepción a la
regla del Octeto porque
es capaz de formar
compuestos con dos
enlaces simples, siendo
así, se estabiliza con
apenas cuatro electrones
en la capa de valencia.
Como el hidrógeno (H)
precisa ceder dos
electrones para realizar
el enlace (H ― Be ― H),
el átomo de Berilio (Be)
comparte sus electrones
y alcanza la estabilidad.
Aluminio (Al)
Es una excepción a la
regla del octeto porque
alcanza la estabilidad con
seis electrones en la capa
de valencia. El átomo de
aluminio tiende a donar
sus electrones y así puede
formar tres enlaces
simples con otros átomos.
En este caso, el Aluminio
(Al) formó tres enlaces con
tres átomos de Fluor (F)
Boro (B)
Forma sustancias
moleculares con tres
enlaces simples.
Fijémonos que el Boro (B)
tiene la tendencia de donar
sus electrones para los
átomos de Flúor (F), este si
obedece a la regla del
Octeto, necesitando sus
ocho electrones en la capa
de valencia. Como el Boro
cede sus electrones, el
Flúor se estabiliza con el
Octeto formado.
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11. Pauling la definió como la
capacidad de un átomo en una
molécula para atraer electrones
hacia así. Sus valores,
basados en datos
termoquímicos, han sido
determinados en una escala
arbitraria, denominada escala de
Pauling, cuyo valor máximo es 4
que es el valor asignado al flúor,
el elemento más electronegativo.
El elemento
menos electronegativo, el cesio,
tiene una electronegatividad de
0,7.
La electronegatividad de un elemento
mide su tendencia a atraer hacia sí
electrones, cuando está químicamente
combinado con otro átomo. Cuanto mayor
sea, mayor será su capacidad para
atraerlos.
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