El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y fuerzas intermoleculares. Se discuten las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes, así como los tipos de moléculas, enlaces y fuerzas intermoleculares como puentes de hidrógeno, dipolo-dipolo y de London. El documento provee una descripción general de los conceptos fundamentales del enlace químico.

1. SEXTA PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA
TEMA: ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
Es la fuerza de unión entre dos átomos de un mismo
elemento o de elementos diferentes que desean
alcanzar una configuración estable. Cuando los
átomos se unen se desprende una cantidad de energía
de enlace.
Representación gráfica de la formación de un enlace:
LIBERACIÓN
DE ENERGÍA
I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
Es la fuerza de atracción electrostática que se da
entre un catión y un anión.
Se produce transferencia de electrones.
Generalmente se da entre un metal (IA, IIA) y
un no metal (VIIA, VIIA)
Generalmente se cumple que la diferencia de
electronegatividad entre los átomos que forman
enlace iónico es elevada (∆EN ≥ 1,9 )
Ejemplo: Cloruro de sodio, NaCl.
+
A
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
B
AB
NOTACIÓN DE LEWIS
Los diagramas de Lewis constituyen una forma
sencilla de representar simbólicamente cómo están
distribuidos los electrones de la última capa en un
átomo. Para los elementos representativos (grupos A)
se cumple:
NOTA:
El helio (grupo VIIIA) tiene 2 electrones de valencia,
por lo que su notación de Lewis es He:
REGLA DEL OCTETO
Se dice cuando se forma un enlace químico los
átomos ganan, pierden o comparten electrones de tal
forma que la capa más externa de cada átomo
contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura
electrónica del gas noble más cercano en el sistema
periódico.
Ejemplo: Molécula de Cloro
Propiedades de los Compuestos Iónicos
A condiciones ambientales se encuentran en
estado sólido.
Posee alta temperatura de fusión
Ejemplo: NaCl (Tf = 801°C)
Son solubles en agua y en otros solventes
polares mediante el proceso de solvatación
iónica
Al estado sólido no conducen la corriente
eléctrica, pero si son buenos conductores
cuando están disueltos en agua o cuando
están fundidos.
Son duros y frágiles por su estructura
empaquetada y porque sus iones no se
pueden deslizar cuando son sometidos a
presión externa.
II. ENLACE COVALENTE
Es la fuerza de atracción electromagnética que
se da generalmente entre átomos no metálicos
Se produce compartición de uno o más pares de
electrones
Generalmente se cumple: 0 ≤ ∆EN ≤ 1,9
Ejemplo: Molécula de hidrógeno, H2
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2. “Año de la Promoción de la Industria Responsable y del Compromiso Climático”
b)
CLASIFICACIÓN DE LOS E. COVALENTES
1. ENLACE COVALENTE NORMAL
Cada átomo aporta un electrón para la formación
del enlace.
Ejemplo: Bromuro de hidrógeno, HBr
2. ENLACE
COVALENTE
DATIVO
O
COORDINADO
Es cuando sólo uno de los átomos aporta los 2
electrones para la formación del enlace. El átomo
que aporta electrones se llama dador y el otro
átomo que acepta electrones es llamado aceptor.
Ejemplo: Ión amonio, NH4+1
Enlace Covalente triple
Se comparte tres pares de electrones entre los
átomos enlazantes.
Ejemplo: Molécula de nitrógeno, N2
5. ENLACE COVALENTE POLAR(∆EN ≠ 0)
Ocurre entre átomos distintos (compartición no
equitativa de electrones)
Ejemplo: Molécula de cloruro de hidrógeno, HCI
6. ENLACE COVALENTE APOLAR(∆EN=0)
Ocurre entre átomos iguales (compartición
equitativa de electrones)
Ejemplo: Molécula de bromo, Br2 .
3. ENLACE COVALENTE SIMPLE
Se comparte de 1 par de electrones entre los
átomos enlazantes.
Ejemplo: Molécula de cloro, Cl2
Propiedades de los Compuestos covalentes
4. ENLACE COVALENTE MULTIPLE
Este tipo de enlace se da cuando se comparte 2 o
más pares de electrones entre los átomos
enlazantes. Pueden ser:
Son sólidos, líquidos o gaseosos con punto de
fusión bajos
Los compuestos polares se disuelven en el agua,
y los compuestos apolares se disuelven en
solventes apolares
No conducen la corriente eléctrica ni el calor
TIPOS DE MOLÉCULAS
a) Enlace Covalente Doble
Se comparte de 2 pares de electrones entre los
átomos enlazantes.
Ejemplo: Molécula de oxígeno, O2
1. MOLÉCULA APOLAR
Son aquellas moléculas que presentan una
estructura simétrica, puesto que sus centros de
cargas positivo y negativo coinciden. Presentan un
momento dipolar resultante igual a cero (µ≠0)
Ejemplo:
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3. “Año de la Promoción de la Industria Responsable y del Compromiso Climático”
Nota: En las moléculas apolares el átomo central
no posee electrones libres; si es diatómico debe
de estar formado por átomos iguales
2. MOLÉCULA POLAR
Son aquellas moléculas que presentan una
estructura asimétrica, puesto que sus centros de
cargas positivo y negativo no coinciden. Presentan
un momento dipolar resultante diferente de cero
(µ≠0)
Ejemplo:
2. ENLACE
(E.P.H)
PUENTE
DE
HIDRÓGENO
Enlace puente de hidrógeno es un tipo de enlace
Dipolo – Dipolo muy fuerte. Los enlaces puente
de hidrógeno se forman entre las moléculas
polares que contienen “H” unidas a elementos de
alta electronegatividad como F, O y N.
3. FUERZAS DE LONDON
Nota: En las moléculas polares el átomo central
posee electrones libres, y si es diatómico debe
estar formado por átomos diferentes.
FUERZAS INTERMOLECULARES
Las fuerzas intermoleculares corresponden a
atracciones electrostáticas entre moléculas iguales o
diferentes; estos enlaces son más débiles que los
enlaces interatómicos o enlaces covalentes que
existen dentro de cada molécula. A partir de este tipo
de interacciones se pueden explicar a variación de las
propiedades de los líquidos como el punto de
ebullición, presión de vapor, viscosidad y calor de
vaporación. Se relaciona también con algunas
propiedades de los sólidos como el punto de fusión y
el calor de fusión.
Se denominan así en honor al físico-químico Fritz
London. También denominadas fuerzas de
dispersión; también fuerzas de Van Der Walls.
Son fuerzas débiles que permiten la unión de
moléculas apolares. Esta atracción entre este tipo
de moléculas se produce debido a la aparición de
Dipolos instantáneos e inductivos. La fuerza de
Londón explica por qué los gases apolares como
el O2, N2, H2, etc., pueden licuarse.
Nota: Se pueden establecer el siguiente orden respecto
a la intensidad de las fuerzan intermoleculares.
Enlace Puente de Hidrógeno > Enlace Dipolo –
Dipolo > Enlace por Fuerzas London
TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES
1. FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D-D)
Es una fuerza de atracción eléctrica
(electrostática) entre los polos opuestos de
moléculas polares. En comparación con la fuerza
de atracción electrostática del enlace iónico es
más débil. Se manifiesta con mayor intensidad a
distancia muy cortas.
Ejemplo:
Profesor: Antonio Huamán Navarrete
Lima, Marzo del 2014
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