El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos e intermoleculares. Explica las características de cada tipo de enlace, como la transferencia de electrones en los enlaces iónicos y la compartición de electrones en los enlaces covalentes. También describe las propiedades generales de los compuestos iónicos y covalentes, y los diferentes tipos de enlaces covalentes como simples, dobles y triples.

1. ENLACE QUIMICO
I. CONCEPTO.-
El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico)
para formar moléculas o formar sistemas cristalino (iónicos, metálicos o covalentes) y
moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia
(sólidos y liquido), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y
magnética), predominante fuerza eléctrica.
II. NOTACIÓN O FORMULA DE LEWIS .-
Es la representación convencional de los electrones de valencia (electrones que
intervienen en los enlaces químicos), mediante el uso de puntos (.) o aspas (x) que se
colocan alrededor del símbolo del elemento.
III.REGLA DEL OCTETO.-
G.N. Lewis, al estudiar la molécula de hidrógeno (H2) noto que cada átomo al compartir
electrones adquiere dos electrones ósea la estructura electrónica del gas noble helio
(2He) y comprobó también que los demás átomos que comparten electrones llegan a
adquirir la estructura electrónica de los gases nobles. Luego plantea:
 Excepciones de la Regla Del Octeto
- Octeto Incompleto.- Cuando el número de electrones que rodean el átomo
central en una molécula estable es menor que ocho. Por ejemplo:
H2 BeH2 BH3 AlCl3 BF3 Al I3
Octeto Expandido.- Cuando el número de electrones que rodean el átomo central
en una molécula estable es mayor que ocho. Por ejemplo:
PCl5 SF6

2. LOS ATOMOS AL FORMAR ENLACES QUÍMICOS Y DE ESE MODO LOGRAR SU
MAYOR ESTABILIDAD, ADQUIEREN LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE UN
GAS NOBLE: ATOMOS PEQUEÑOS (H y Li) ADQUIEREN DOS ELECTRONES
(2He) Y LOS DEMAS TOMOS (REPRESENTATIVOS) ADDUIEREN 8
ELECTRONES EN EL NIVEL EXTERNO O NIVEL DE VALENCIA.


3. IV. CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUÍMICOS
I.- ENLACES INTERATOMICOS
ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE O HETEROPOLAR
Es una fuerza electrostática de atracción entre un catión y un Anión que se forman
previa transferencia de electrones de valencia.
Los compuestos iónicos binarios ( formados solo por dos elementos)mas
representativos, se forman entre un metal de baja electronegatividad (IA y IIA) y un
no metal de alta electronegatividad (VIIA, O y N).
Se debe recordar que los elementos de alta electronegatividad tienen alta energía
de ionizacion y alta afinidad electrónica y los elementos de baja electronegatividad
(metales) poseen baja energía de ionización y baja afinidad electrónica.
En el enlace iónico Existe transferencia de
electrones
 Características del Enlace Ionico:
Se debe advertir de que las características que describimos a continuación son
generales, por lo tanto hay excepciones en cada caso:
1. El enlace iónico se efectúa entre un elemento metálico y no
metálico, generalmente.
Se presentan los casos más importantes de excepción:
BeCl2. BeO, BeF2, BeBr2, Bel2 y AlCl3
No poseen enlaces iónicos, son covalentes, a pesar de que están formados
por átomos metálicos y no metálicos.
NH4CL, NH4, NO3, (NH4)2SO4, etc
Son compuestos iónicos, poseen enlaces iónicos a pesar de que están
formados solo por átomos no metálicos.

4. 2. En compuestos binarios, si la diferencia de electronegatividades (EN) es
mayor o igual a 1,7 el enlace es iónico, así: EN. > 1,7 El enlace es iónico.
Se debe advertir, que la regla anterior tiene excepciones como cualquier otra
regla practica. Por ejemplo en LiH, EN. = 1,1 <1,7; sin embargo es
compuesto iónico
 Propiedades Generales de los Compuestos Ionicos
1. A temperatura ambiental son sólidos de alta dureza (alta resistencia a ser
rayado por otro), ambos conductores eléctricos, solubles en solventes polares
como el H2O.
2. Son frágiles y quebradizos (se rompen fácil pro acción de fuerzas externas).
3. Fundidos (en estado liquido)o disueltos en agua (solución acuosa) son
buenos conductores eléctricos porque en dichas condiciones los iones se
encuentran con mayor libertad y por lo tanto con mayor movilidad, quienes
conducen la corriente eléctrica.
Las sustancias que se ionizan al disolverse en agua y conducen la corriente
eléctrica, se llaman electrolitos.
4. Son sólidos cristalinos, porque los iones se distribuyen regularmente en el
espacio tridimensional, formando celdas unitarias que son figuras geométricas
regulares.
ENLACE COVALENTE
- Se produce por una compartición de electrones entre átomos no
metálicos con algunas excepciones cuya diferencia de
electronegatividades es menor o igual que 1,7 ( En < 1,7)
- Mientras que en el enlace iónico las fuerzas de atracción son de
naturaleza electrostática, en el enlace covalente las fuerzas son
de naturaleza electromagnética, por lo que Lewis le llamo “el
verdadero enlace”.
- Los compuestos covalentes pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Tienen
bajos puntos de fusión y ebullición y además son inestables frente a luz y el
calor.
- La mayoría de los compuestos covalentes no conducen la electricidad y
son solubles en solventes no polares (insolubles en agua)
 Propiedades Generales de Sustancias Covalentes
.1. A temperatura ambiental pueden se líquidos o gaseosos.

5. .2.Poseen unidades discretas con una composición atómica definida y constante
llamada molécula.
.3.Son malos conductores eléctricos en cualquier estado físico, incluso disueltos
en agua (no son electrolitos)
2. Son blandos (baja dureza)
3. Poseen punto de fusión bajo y son menos solubles en el agua que los
compuestos iónicos típicos.
Ejemplo
Molécula de hidrógeno. H2;
Tipos de Enlace Covalente
1) Según el número de electrones aportados
1.a) Enlace Covalente Normal:Cada átomo aporta un electrón para el
enlace.
Ejemplo:
Bromuro de hidrógeno, HBr.
1.b) Enlace Covalente o Dativo: Ocurre entre un átomo que esta
dispuesto a donar un par de electrones (donador) y otro dispuesto a
aceptar dicho par (aceptor)
Ejemplo:
Ión amonio

6. 2) Según el número de electrones compartidos
2.a) Enlace Covalente Simple: Se comparte un par de electrones
Ejemplo:
Molécula de cloro, Cl2
2.b) Enlace Covalente Doble: Se comparte dos pares de electrones
Ejemplo
Molécula de oxígeno O2
2.c) Enlace Covalente Triple: Se comparte tres pares de electrones
Ejemplo
Molécula de nitrógeno N2
3) Según la polaridad del enlace
3.a) Enlace Covalente Polar: Ocurre entre átomos distintos.
Ejemplo:

7. Molécula de cloruro de hidrógeno HCl
3.b) Enlace Covalente Apolar o No Polar:Ocurre entre átomos iguales.
Ejemplo
Molécula de bromo. Br2
MOLECULA POLAR Y APOLAR
1er. Cuando el átomo central NO Tiene electrones libres es molécula APOLAR.
Todos sus electrones estas compartidos
2do. Cuando el átomo central TIENE electrones libres o no enlazantes es una
molécula POLAR.
3ero. Cuando el átomo central POSEE diferente tipo de enlace es molécula polar.

8. ENLACE METÁLICO:
Sabemos todos que los metales poseen brillo, alta resistencia mecánica, son
buenos conductores eléctricos y caloríficos, dúctiles (conversión a hilos),
maleables (conversión a láminas), relativamente de alta densidad y dureza,
etc.
Los compuestos iónicos y covalentes ¿poseen estas propiedades?
Evidentemente que no, por ejemplo los sólidos iónicos son quebradizos y
malos conductores, los covalentes son opacos, de baja resistencia mecánica
y malos conductores.
Entonces, en los metales ¿no hay enlace iónico ni enlace covalente?
No, existe un tipo de enlace muy especial llamado enlace metálico.
Existen dos modelos que inventaron los científicos para explicar el enlace en
los metales: el modelo de “gas electrónico” y el modelo de bandas, este
último se fundamenta en la mecánica cuántica (se trata en química superior).
Antes de abordar el enlace metálico según el modelo de “gas electrónico”, se
debe tener en cuenta que los metales son sólidos cristalinos (los átomos
metálicos se encuentran ordenados en el espacio tridimensional según un
patrón de distribución llamada celda unitaria, de forma cúbica y hexagonal
compacto principalmente) con formas geométricas definidas
II.- ENLACES INTERMOLECULARES
ENLACE DIPOLO – DIPOLO (D-D)
Consiste en una fuerza de atracción eléctrica entre los polos opuestos de
moléculas polares. En comparación con la fuerza de atracción electrostática
entre 2 iones de signo contrario (enlace iónico) que varia en relación directa a
1/d2, el enlace dipolo-dipolo varia en relación a 1/d4, lo cual significa que es
mas débil y se manifiesta con mayor intensidad a distancias muy cortas.
A diferencia del E. Iónico, en el enlace dipolo-dipolo los signos (+) y (-)
representan solo “cargas parciales “debido a un momento dipolar resultante
en cada molécula.
Generalmente, la energía requerida para disociar los enlaces dipolo- dipolo
es alrededor de 4 kilojoule por 1 mol de enlaces, en cambio la energía

9. requerida para disociar enlaces iónicos o enlaces covalentes es mas de 400
kilojoule por mol de enlaces, e decir que el enlace iónico es mucho mas
intenso que el enlace dipolo-dipolo y es por ello que las sustancias que
poseen el enlace dipolo-dipolo son mas volátiles que los compuestos iónicos
como LIF (s)
La temperatura de ebullición es directamente proporcional a la intensidad de
las fuerzas intermoleculares.
ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO (E.P,H.)
Los enlaces puente de hidrógeno no constituyen un tipo de enlace nuevo, sino
un caso especial de enlaces dipolo-dipolo muy fuertes. Los enlaces puente de
hidrógeno se forman entre las moléculas polares que contiene H unido a
cualquiera de los 3 elementos pequeños (del segundo periodo de la tabla) de
alta electronegatividad que son F, O y N, es decir, las moléculas que se
atraen por enlaces puente de hidrógeno presentan enlaces interatómicos de
alta polaridad:
ENLACE MEDIANTE FUERZAS DE LONDON (F.L.)
Se denominan así en honor al físico-químico alemán Fritz LONDON (1930),
también son denominadas fuerzas de dispersión; antiguamente se les
llamaba también fuerzas de Van der Walls. Actualmente fuerzas de Van der
Walls involucra a todas las interacciones o fuerzas intermoleculares.
La fuerza de London consiste en una fuerza de atracción eléctrica muy débil
entre dipolos no permanentes , es decir entre un dipolo instantáneo y un
dipolo inducido correspondientes a 2 moléculas que se encuentran a
distancia de 5 a 10 A0 entre si, es decir que se manifiestan a distancias muy
cortas y su magnitud varia en relación en directa a 1/d7, lo cual significa que
son mas débiles que los enlaces dipolo-dipolo (con relación 1/d4), por lo que
podemos establecer el siguiente orden respecto a la intensidad de las fuerzas
intermoleculares.
ENLACE ENLACE ENLACE POR
PUENTE DE HIDRÓGENO > DIPOLO-DIPOLO > FUERZA DE

10. LONDON
Las fuerzas de London o de dispersión están presentes en todo tipo de
moléculas (apolares y polares) cuando las sustancias se encuentran en
estado sólido o liquido. En moléculas apolares las fuerzas de london son las
únicas atracciones intermoleculares que existen, debido a ello se puede
explicar la licuación de sustancias gaseosas como el metano (CH4), dióxido
de carbono (CO2), dióxido de azufre (SO2), oxígeno (O2) nitrógeno (N2) ,
hidrógeno (H2), etc a temperaturas muy bajas y presiones altas, ya que a
estas condiciones surgen las fueras de London
La fuerza de london es directamente proporcional al peso molecular,
superficie de contacto y numero de electrones de valencia no enlazantes
(electrones polarizables).
FORMAR LOS COMPUESTOS IÓNICOS BINARIOS
Al2O3 MgCl2 Ca3N2 K2O
FORMAR LOS COMPUESTOS MOLECULARES indicando la fórmula Lewis, el número
de enlaces covalentes normales, dativos, simples, dobles y triple, número de electrones
libres
O3 SO2 SO3 CH4 NH3 N2 O2 H2O C2H4 C2H2 H2ClO2

11. HNO3 H2CO3 H2SO4 HClO4 H2SO3 Br2O5 H2Se2O7 H3BO3 HBrO3
OHCH2 – CHOH-CH2OH CH3-CH2OH CH3-COOH