El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente y metálico. Explica cómo se forman estos enlaces dependiendo de la electronegatividad de los átomos involucrados y cómo esto afecta las propiedades de los compuestos resultantes. También cubre la estructura de Lewis y cómo representar la distribución de electrones en moléculas.

1. ENLACE QUÍMICO
M. Sc. CHRISTIAN JACINTO H.

2. Sal de mesa
Azúcar
Agua
Aceite

3. Agua
Oxígeno
Azúcar

4. Al término de la unidad, el alumno
comprende la formación del enlace
químico, identifica los tipos de enlace
según el compuesto, representa las
estructuras de Lewis de compuestos iónicos
y covalentes, e identifica las propiedades
de cada tipo de compuesto.

5. Ubicación de los elementos
representativos en la TP
Orden de
Electronegatividad en la TP
Metales y no metales
Estructuras de Lewis
Regla del Octeto

7. Metales Típicos
Li Na K Rb Cs
Mg Ca Sr Ba
No Metales Típicos
H
C N O F
Cl
Br
I
S
Se
P
Baja electronegatividad
Pierden electrones
Forman cationes
Alta electronegatividad
Ganan (o comparten) electrones
Forman aniones

9. • Un átomo al formar enlace químico tiende a
completar 8 electrones en su última capa o
Configuración Electrónica de gas noble.
ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENTE

10. • El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los
átomos (o grupos de átomos) cuando forman unidades
estructurales con propiedades físicas y químicas propias
y diferentes a la de aquellos que originaron el enlace.
• La naturaleza de esta fuerza es de carácter
electromagnético.
H2O

11. ENLACE QUIMICO
Enlace
interatomico
Fuerzas
Intermoleculares
Enlace Iónico
Enlace Covalente
Enlace Metálico
Fuerzas de London
Fuerzas dipolo-dipolo
Puentes de Hidrógeno

13. • Resulta de la atracción electrostática entre dos iones de
cargas opuestas formando un compuesto
eléctricamente neutro.
• Elemento electropositivo (cede e- de valencia) y
electronegativo (acepta e-)
• Δ electronegatividad > 1,7

14. Na
1s2
2s2
2p6
3s1
+ Cl
Ne 3s2
3p5
EN = 0,9 EN = 3,0
El cloro gana
electrones
con facilidad!
El sodio pierde electrones
fácilmente!
Na Cl
1s2
2s2
2p6
Ne 3s2
3p6
ambos completan el octeto!
atracción electrostática
entre cargas opuestas!

15. GRUPO CARGA DEL IÓN
IA +1
IIA +2
IIIA +3
IVA +4 , -4
VA -3
VIA -2
VIIA -1
VIIIA 0

16. Hacer fórmula del compuesto formado entre:
• Mg y F
• Ba y S
• Ca y N
• K y N
• Ba y I

17. 1.- A temperatura ambiente, son sólidos con
puntos de fusión altos, debido a la fuerzas
electrostáticas de atracción entre los iones.
2.- En general, son solubles en el agua y otros
solventes polares como el amoniaco líquido.
3.-La mayoría es insoluble en solventes no polares
como el hexano o la gasolina.
4.- En estado fundido o en solución acuosa,
conducen la corriente eléctrica.
5.- Al disolverse en agua o fundidos se disgregan
liberando lo iones que los conforman. Los iones
son las unidades estructurales.

18. 255

19. • En un enlace covalente los átomos “comparten”
electrones.
• Generalmente se da entre elementos no
metálicos de alto potencial de ionización.
• La diferencia de electronegatividad es menor a
1,7

20. Normal
Coordinado

21. No polar
Polar

22. ENLACE SIMPLE ENLACE DOBLE
ENLACE TRIPLE

24. • Muestra la distribución de los electrones de
valencia en la molécula.
• Necesario para entender el enlace en muchos
compuestos
• Permite predecir la estructura de las moléculas
• Permite predecir las propiedades de las
moléculas y como pueden interactuar entre
ellas.

25. Consideraciones previas:
• El átomo central generalmente es el que se encuentra en
menor proporción.
• La molécula debe ser lo mas simétrica posible.
• El Hidrógeno es terminal, generalmente unido al átomo
oxígeno.
• En lo posible debe cumplirse la regla del octeto.
Para moléculas orgánicas:
• El carbono es tetravalente.
• Existe el enlace C – C.

26. Hacer Estructura de Lewis de:
• H2
• O2
• N2
• HCl
• HF

27. • A: átomo central.
• X: Hidrógeno o halógeno (F, Cl, Br o I).
• Los átomos X van unidos al átomo central.
• A se completa con pares de electrones no enlazantes según
los electrones de valencia.
H2O SF4 XeF4
NH3 SF6 BF4
-
BF3 PCl3 C2H4
BeCl2 PCl5 C2H2
NH4
+ XeF2 ICl5
CCl4 CHCl3 AlCl3

28. • Hallar los números de enlaces E:
• Donde:
O = # totales de e- del octeto
V = # totales de e- de valencia + los e- ganados o pérdidos
según la carga
2
O V
E
−
=

29. H2CO3 NO2
- SO3
HNO3 NO3
- H3PO4
HClO4 SO4
2- SOCl2
HClO3 CO2 NO2
N2O4 O3 Cl2O3
N2O5 SO2 SO3
2-

30. Moléculas cuyo átomo central no llega a completar a
8e-
BeCl2; BF3; BH3; AlCl3
Moléculas cuyo átomo central excede a 8e-
PCl5; SF6; BrF3
Moléculas cuya suma de electrones de valencia de
sus átomos es impar
NO2; ClO2

31. • Al estado sólido algunos son blandos y otros son duros;
son frágiles.
• Muchos no se disuelven en líquidos polares como el
agua.
• Mayormente se disuelven en líquidos no polares como
el hexano.
• Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión.
• Ya sea en estado líquido o fundidos o como soluciones
acuosas, cuando las forman, no conducen la corriente
eléctrica.
• Sus unidades estructurales son las moléculas.

32. “Teoría del Mar de Electrones”:
“Los electrones de valencia de un
metal se desprenden del átomo,
creando una estructura de
cationes metálicos inmersos en
una gran cantidad de electrones
libres (mar de electrones).
La fuerza del enlace metálico
aumenta con el número de
electrones libres (electrones de
valencia) y disminuye al aumentar
el tamaño de los átomos
metálicos en un grupo.
Metal Punto de fusión (°C)
Na 97,8
Fe 1536
W 3407

34. Propiedades que explica el Enlace Metálico:
La Teoría del Már de Electrones permite explicar algunas propiedades de
los metales:
a) Alta maleabilidad y ductilidad
b) Brillo especular
c) Alta conductividad eléctrica y térmica