1. ENLACESQUÍMICOS
Andrea Vargas Jiménez

2. ¿Qué es un enlace químico?
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen
unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o
comparten electrones. Son los electrones de valencia
quienes determinan de que forma se unirá un átomo con
otro y las características del enlace.

3. Al formarse un enlace se libera energía
Antes del enlace Después del enlace
E
N
E
R
G
Í
A
TRANSCURSO DEL PROCESO

4. •Los átomos se combinan con el fin de alcanzar una configuración electrónica más
estable.
•La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es isoelectrónico* con un gas
noble
•Solo los electrones externos de un átomo pueden ser atraídos por otro átomo
cercano.
•En la formación de enlaces químicos solo intervienen los electrones de valencia.
*Se dice que dos o más entidades moleculares (átomos, moléculas, iones) son isoelectrónicos1 entre sí, si es que
tienen el mismo número de electrones de valencia y la misma estructura (número y conectividad de átomos), sin
importar la naturaleza de los elementos involucrados. Ejemplo1:
Galio con número atómico 31 Isoelectrónicos: Anión: Zn-1 Catión: Ge+1

5. Enlace químico
Se requiere energía
Para que un átomo de un
elemento se una a otro Formando una
molécula
Al unirse químicamente
el compuesto formado
tiende a alcanzar una
mayor estabilidad
obteniéndose el nivel más bajo de energía que
puede tener obteniéndose el nivel más bajo de
energía que puede tener obteniéndose el nivel
más bajo de energía que puede tener
La unión entre los átomos de esos
elementos se debe a la distribución
electrónica que posee cada uno en su
último nivel
Cuando se dice que dos átomos
están enlazados entre sí
quiere decir que
se encuentran muy cerca uno del otro
se mantienen unidos bajo la acción de
ciertas fuerzas
Conocido como enlace químico
Estas uniones entre átomos pueden ser: entre átomos de un
mismo elemento o entre átomos de elementos distintos.

6. ¿Por qué se forma un enlace?
De acuerdo con el número atómico de los elementos, los electrones se distribuyen
en diferentes niveles de energía. Al establecer la distribución electrónica de los
elementos se ha encontrado que para el caso de los gases nobles, con excepción
del helio (grupo VIIIA ó 18) tienen 8 electrones en su último nivel.

7. ¿Qué dice la regla del octeto?
Los átomos que participan en las reacciones químicas tienden a adoptar la
configuración electrónica propia de un gas noble (con excepción del helio), tienen
ocho electrones en su último nivel, lo cual le confiere estabilidad a sus átomos. La
regla del octeto se puede cumplir cuando existe una transferencia de electrones de
un átomo a otro, o bien, por el hecho de compartir uno o más pares electrones.

8. ¿Qué es el diagrama de Lewis?
Es la representación de los electrones del último nivel de un átomo por medio
de puntos, pequeños círculos o cruces, con la finalidad de visualizar lo que
ocurre con estos electrones al formarse el enlace químico (este modelo es una
forma sencilla de representar enlaces y nada tiene que ver con la forma
geométrica o espacial de la estructura del átomo o de la molécula). Cabe
destacar que los electrones del último nivel de un átomo son los responsables
del comportamiento químico.

9. Por ejemplo. Para representar esos electrones se ubica el elemento en la tabla periódica, por ejemplo el
cloro está en el grupo VIIA(17) y período 3, y su número atómico es 17, así la distribución electrónica para
este átomo es la representada en la figura 1 donde en su última capa tiene 7 electrones que son los que se
representan con puntos en el diagrama de Lewis en la figura 2.
Fig. 1 Distribución electrónica según Bohr para el átomo de
cloro, Fig. 2 Representación de los electrones del último nivel
según Lewis

10. ¿EN QUÉ DIFIEREN LOS
ÓXIDOS METÁLICOS DE
LOS NO METÁLICOS?

11. ¿Cómo son los óxidos metálicos y los óxidos
no metálicos?
• Todo lo que existe en la naturaleza está formado por elementos químicos, las
cuales la mayor parte están combinadas unos con otros formando
compuestos.
• Existen en nuestro planeta distintos compuestos, unos como el
cloruro de sodio, o el azúcar para endulzar.
• Otros como óxidos metálicos y no metálicos

12. Óxidos metálicos (metal + oxígeno)
•La fórmula de los óxidos metálicos es del tipo X2On (donde X es el elemento
metálico y O es oxígeno).
•Los óxidos metálicos se formulan utilizando la valencia del oxígeno -2, para ello se
antepone al oxígeno (O) el elemento metal.

13. Óxidos metálicos Ejemplo.
Llamado comúnmente Cal
Se utiliza en la manufactura de acero
y cemento

14. Óxidos no metálicos (no metal + oxígeno)
•Los anhídridos son compuestos formados por un elemento no metálico más oxígeno.
•Este grupo de compuestos son también llamados óxidos ácidos u óxidos no metálicos.
•La fórmula de los anhídridos es del tipo X2On (donde X es un elemento no metálico y
O es oxígeno).

15. Óxidos No Metálicos Ejemplos.
Son productos de la
combustión

16. Características de los óxidos metálicos
1. Son sólidos a temperatura ambiente
2. Son compuestos binarios
3. Se nombra con las palabras ''OXIDO DE " y el nombre de metal seguido
inmediatamente del número de oxidación.
4. Punto de fusión alto
5. Punto de ebullición alto
6. Generalmente son cristalinos.
7. Solubles o medianamente solubles en agua.
8. Buenos conductores del calor y la electricidad.
9. Propiedades químicas: Ionizan dando el catión metálico y el anión óxido.

17. Características de los óxidos no
metálicos
1. Pueden ser sólidos, líquidos o gases.
2. No tienen lustre; diversos colores.
3. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.
4. Malos conductores del calor y la electricidad
5. La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que
forman soluciones ácidas
6. Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa.
7. Las capas externas contienen cuatro o más electrones.
8. Bajos punto de fusión

18. Para entender la forma en que los elementos se unen a otros y la influencia que esto
tiene en las propiedades de los compuestos resultantes es necesario recordar, como
ya lo vimos en la primera unidad de este curso, que:
• La energía juega un papel fundamental en los procesos que ocurren en la
naturaleza ya que sin ésta no se podrían realizar infinidad de cambios. Así, para
que un elemento se una a otro para formar un compuesto se requiere de energía
en sus diversas manifestaciones (calor, luz, corriente eléctrica, energía química).
• Al formarse químicamente un compuesto éste tiende a alcanzar una mayor
estabilidad, obteniéndose el nivel más bajo de energía (cuando un átomo se une a
otro para formar una nueva sustancia, dichos átomos tienden a alcanzar una
mayor estabilidad).
• Las propiedades físicas y químicas de los elementos están determinadas por el
número de electrones que tienen sus átomos en el último nivel (electrones de
valencia).

19. FORMACIÓN DE ENLACES
INTERATÓMICOS

20. Transferencia o compartición de electrones
en los enlaces iónicos y covalentes.
Algunos elementos se transfieran electrones, otros los compartan para formar
compuestos dando origen a los enlaces químicos.
Para que se forme un compuesto químico es necesario que los átomos de los
elementos que se van a combinar se acerquen uno al otro, de tal forma que exista
una interacción entre ellos. De acuerdo con las propiedades de estos átomos se
generan diferentes tipos de enlace.

21. Enlace iónico
resulta de la atracción electrostática
entre un.
El átomo de sodio cede un electrón al Cloro,
por lo que se convierten en iones Na+ y Cl
Na – 1e  Na+
Cl + 1e  Cl-
catión
anión

22. Propiedades de los compuestos iónicos.
•Son sólidos a temperatura ambiente y tienen punto de fusión elevado (mayor a 400
ºC) porque las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones es un
compuesto iónico son muy fuertes.
•En el estado sólido cada catión esta rodeado por un número especifico de aniones y
viceversa.
• Son duros y quebradizos, solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la
electricidad, debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes.
• También conducen la electricidad, en estado fundido.
•En estado sólido son malos conductores de la electricidad.

23. Enlace covalente
por compartición de electrones
es la unión de átomos
se forma en moléculas
ejemplo en la del hidrógeno H:H
este tipo de enlace se presenta principalmente
cuando se unen dos no metales entre sí.

24. Tipos de enlaces covalentes
•Enlace sencillo: dos átomos se unen por medio de un par de electrones.
• Enlaces múltiples: dos átomos comparten dos o más pares de electrones.
•Enlace covalente dativo: ambos electrones compartidos provienen de uno solo de los
átomos enlazados

25. El enlace covalente simple es compartimiento de un solo par de electrones como en
el caso del hidrógeno ya mencionado; pero también se pueden presentar enlaces
covalentes múltiples que se forman por compartición de dos o mas pares de
electrones entre dos átomos .

26. El par electrónico compartido se acostumbra representar mediante una línea de la
siguiente forma: H-H, OO, NN
Otros ejemplos de moléculas de compuestos con enlace covalente son el agua H2O,
amoniaco NH3 y metano CH4, observa la figura.

27. Enlace Covalente puro
En un enlace A-B si los dos átomos tienen las mismas electronegatividades, A y B
atraerán a los dos electrones del enlace con igual intensidad siendo este caso un
enlace covalente puro
Lo cual da lugar a moléculas con una distribución homogénea
de carga por lo que se denominan apolares (sin polos). Este
sería el caso de las moléculas de cloro Cl2, hidrógeno H2,
nitrógeno N2 y oxígeno O2.

29. Representación de Lewis de enlaces
interatómicos.
Si los átomos del enlace tienen electronegatividades distintas, los electrones
compartidos estarán más próximos al elemento de mayor electronegatividad. Este es
el caso de la molécula de ácido fluorhídrico H-F, el átomo de flúor tiene una mayor
tendencia a atraer al par de electrones de enlace que el átomo de hidrógeno por lo
tanto el par de electrones está más próximo del átomo de flúor que del hidrógeno.

30. En realidad los electrones de enlace están en constante movimiento alrededor de los
dos núcleos pero la diferencia de electronegatividades entre el flúor el hidrógeno
provoca que el par de electrones de enlace permanezca más tiempo cerca del átomo
más electronegativo (el flúor) creando así una distribución asimétrica de los
electrones de valencia y formando lo que se denomina un dipolo eléctrico con una
carga eléctrica parcial negativa (-) sobre el átomo más electronegativo y una carga
eléctrica parcial positiva (+) sobre el hidrógeno. A este tipo de enlace se le denomina
enlace covalente polar.(figura 6)
 
H :F: +H - F-
 
Fig. 6A Fig. 6B
Fig. 6A. Diagrama de Lewis para la molécula de ácido
fluorhídrico, 6B. Dipolo en la molécula de HF

31. ¿CÓMO PODEMOS PREDECIR EL
TIPO DE ENLACE ENTRE DOS
ÁTOMOS?

32. La capacidad de los átomos de un elemento para atraer los electrones en el enlace, se
puede expresar como una cantidad numérica y se conoce como la electronegatividad
de un elemento.
El flúor tiene la atracción más fuerte de electrones en un enlace. Como resultado, el
flúor es siempre el extremo negativo en un dipolo. El oxígeno es el extremo negativo
del dipolo en todos sus enlaces, excepto los que hace con el flúor.

33. Cuando dos átomos de diferentes electronegatividades se unen por medio de un
enlace químico y su diferencia de electronegatividades se encuentre entre los
siguientes rangos, el tipo de enlace será covalente polar, covalente no polar o iónico
de acuerdo a la siguiente tabla
Diferencia Tipo de enlace
Igual a cero Covalente puro o no polar
Mayor a cero y menor a 1.7 Covalente polar
Igual o mayor a 1.7 Iónico

34. Ejemplos de tipo de enlace según su diferencia de electronegatividades
Compuesto Diferencia de electronegatividades Tipo de enlace
NH3 N: 3.0
H: 2.1
0.9
Covalente polar
Cl2 Cl: 3.0
Cl: 3.0
0.0
Covalente puro
o no polar
CaF2 F: 4.0
Ca: 1.0
3.0
Iónico

35. La escala de electronegatividades de Pauling permite predecir si un compuesto
formado entre átomos A y B presentará un enlace covalente no polar o polar, pues el
grado de polarización es proporcional a la diferencia entre sus electronegatividades.

36. Si la diferencia es elevada (mayor a 1.7) se favorece la formación de iones y la obtención así de un
compuesto iónico. Por el contrario, si la diferencia de electronegatividades es inferior a 1.7, hay que
esperar la formación de un compuesto básicamente covalente.
El enlace iónico se puede explicar como un caso extremo del enlace covalente si el desplazamiento del par
de electrones compartidos hacia uno de los núcleos fuera tan grande que se rompiera el enlace, los
átomos que forman la molécula se convierte en iones, uno positivo y uno negativo.
Las moléculas que contienen cloro: Cl2, HCl y NaCl, son un ejemplo de la gradación de la polaridad entre
un enlace covalente no polar y otro iónico. Lo anterior se representa en la figura.

37. ¿LAS MOLÉCULAS PUEDEN
UNIRSE ENTRE SÍ?

38. Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas que se
producen como consecuencia de la presencia o ausencia de electrones.

39. Las fuerzas intermoleculares son las que mantienen unidas a las moléculas covalentes
permitiendo que se produzcan los cambios de estado a medida que se enfría la
sustancia desde gas a sólido.
Si no existiera alguna fuerza entre las moléculas,
podrían moverse libremente, encontrándose en
estado gaseoso en cualquier temperatura.
Lo cual es incorrecto porque los enlaces covalentes
los encontramos en estado sólido líquido y gaseoso
sin importar la temperatura.
Lo cual debe existir algún tipo de
conexión entre moléculas.
A esa fuerza se le conoce
como
Fuerza intermolecular
Moléculas
covalentes

40. Fuerza intermolecular
en general son más débiles que los enlaces
entre los átomos de una molécula (son mil
veces menos fuertes que un enlace covalente)
o los iones de un compuesto iónico.
Se conocen genéricamente
como fuerzas de Van Der Waals
Se clasifican en
fuerzas dipolares puentes de hidrógeno fuerzas de London
• Moléculas polares
permanentes
• Moléculas apolares
Instantáneas

41. Fuerzas dipolares. Enlace Dipolo-Dipolo
H Cl
Funciona de
positivo a negativo
H Cl
H ClH Cl
H Cl
- +
Tienen que ser moléculas polares
Se estable una
fuerza de atracción
eléctrica
- +
- +
- +
- +

42. Puente de hidrógeno
Ocurre entre dipolos permanentes
Formados por la unión entre
Hidrógeno
H
Con los átomos de
Nitrógeno Oxígeno Flúor
N O F
Es muy pequeño
Lo cual permite que se
acerque mas a los átomos
de N,O y F.
Lo que lo convierte
en uno de los
enlaces
intermoleculares
más fuertes.

43. Ejemplo puente de hidrógeno
O
O
OO H
H
H
H
H
H
H
H
Puente de hidrógeno
Puente de hidrógeno

44. Fuerzas de London(Moléculas apolares)
Ej Cl2
Cl Cl+
-
ClCl
Ninguno tiene más fuerza en ese par
de electrones del enlace.
Pero puede llegar a ocurrir en un momento dado que el orbital
de ese enlace, los electrones se encuentren más cerca al átomo
de la derecha.
Formando una cierta carga parcial negativa y otra positiva

45. ClCl
Cl
Cl
+
- +
-
Esta formación de Dipolo
instantáneo, va a inducir
la formación de otro
dipolo*.
*Dipolo Inducido
Fuerza de London
Se caracterizan por su breve duración
Para después
desaparecer y formase
en otro sitio
Débil Al haber muchas
moléculas se forman
bastantes fuerzas de
London
Aumenta su importancia

46. DIFERENCIA EN LAS PROPIEDADES DE
LOS COMPUESTOS
IÓNICOS Y COVALENTES

47. El compuesto de cloruro de sodio se forma debido a la atracción entre iones sodio y
cloruro que tienen cargas opuestas. La fuerza electrostática que mantiene unidas las
partículas con cargas opuestas dentro de un compuesto iónico se llama enlace iónico.
Los compuestos que poseen este enlace son compuestos iónicos. Cuando ocurren
enlaces iónicos entre metales y el oxígeno que es un no metal se forman óxidos
metálicos como por ejemplo la cal CaO y la herrumbre Fe2O3. La mayoría de los otros
compuestos iónicos se llaman sales.

48. Seguramente has observado la semejanza entre la sal común, un sólido iónico y el
azúcar de mesa, un sólido covalente. Sin embargo, si calientas la sal en la estufa no se
fundirá aunque la temperatura sea alta. Por el contrario, el azúcar se funde a una
temperatura relativamente baja ¿afecta el tipo de enlace esta propiedad?
Las diferencias en propiedades son el resultado de las diferencias en las fuerzas de
atracción. En un compuesto covalente, el enlace covalente entre los átomos de las
moléculas es muy fuerte, pero la atracción entre las moléculas individuales (fuerzas
intermoleculares) es relativamente débil (son mil veces más débiles que los enlaces
de los átomos de una molécula y mucho más débiles que las fuerzas eléctricas que
unen los iones en un compuesto iónico).

50. Durante la formación de un compuesto iónico, los iones positivos y negativos están
empaquetados en un patrón regular repetitivo que equilibra las fuerzas de atracción y
repulsión entre los iones. Este empaquetamiento de partículas forma un cristal iónico

51. En el cristal coexisten un gran número de iones positivos y negativos. La fuerte atracción de
iones positivos y negativos en un compuesto iónico genera una red cristalina, la cual es una
organización geométrica tridimensional de partículas. En dicha red, cada ión positivo está
rodeado de iones negativos y cada uno de estos está rodeado de iones positivos. Dado que
las fuerzas eléctricas son de gran intensidad es necesario un gran aporte energético para
separar sus iones. Por lo tanto, en los compuestos iónicos no hay moléculas individuales sino
que se forman estructuras cristalinas sólidas a temperatura ambiente. El punto de fusión, el
punto de ebullición y la dureza son propiedades físicas que dependen de la fuerza de
atracción de las partículas entre sí. Debido a que los enlaces iónicos son relativamente
fuertes, los cristales generados requieren de una gran cantidad de energía para dividirse, por
lo tanto, los cristales iónicos tienen altos puntos de fusión y ebullición comparados con los de
las sustancias covalentes. Esta es la razón de que la sal de mesa no se funda al calentarla
mientras que el azúcar sí.

52. Muchas sustancias moleculares (sustancias covalentes) existen como gases o se
vaporizan con rapidez a temperatura ambiente debido a las débiles fuerzas
intermoleculares. El oxígeno O2, dióxido de carbono CO2 y el sulfuro de hidrógeno H2S
son ejemplos de gases covalentes.

53. La dureza se debe también a las fuerzas intermoleculares entre moléculas
individuales, de manera que las moléculas covalentes forman sólidos relativamente
blandos. La parafina es un ejemplo común de un sólido covalente.
En estado sólido, las moléculas se alinean en un patrón formando una red cristalina
similar a la de un sólido iónico, pero con menos atracción entre las partículas.

54. Características Enlace iónico Enlace covalente
PARTÍCULAS UNITARIAS Iones positivos y
negativos
Moléculas
ESTADO FÍSICO A
TEMPERATURA
AMBIENTE
Sólido Puede ser sólido,
líquido o gaseoso
PUNTO DE FUSIÓN Alto de 300 a 1000 °C Bajo; muy variable
FUERZAS DE UNIÓN Interiónicas Intermoleculares
CONDUCTIVIDAD
ELÉCTRICA
 como sólido
 fundido
 en agua
 No
 Si, buena
 Sí, buena
 No
 No
 No
SOLUBILIDAD Solubles en disolventes
polares como el agua
Compuestos covalentes
no polares: solubles en
disolventes no polares
Compuestos covalentes
polares: solubles en
disolventes polares
EJEMPLOS NaCl, CaCl2, CaO CH4, CO2, H2O, I2