Este documento proporciona información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica las características de cada tipo de enlace y cómo difieren en términos de estructura, propiedades y ejemplos. También discute las fuerzas intermoleculares que unen moléculas como puentes de hidrógeno, fuerzas dipolares y de London.

1. QUIMICA
CURSILLO DE INGRESO 2014
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CONTENIDOS CONCEPTUALES
Tema 4:
ENLACE QUIMICO.
Introducción. Concepto. Principio fundamental. Definición de enlace químico.
Clasificación. Características y propiedades. Uniones Interiónicas, Intramoleculcares.
Intermoleculares: Puentes de hidrógeno, Fuerzas dipolares, Fuerzas de London.
ANEXO

Actividad.
INTRODUCCION:
Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de
compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e
inocuos, mientras que otros son altamente benéficos para la salud.
Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo de elemento químico que lo forman, el
modo cómo se enlazan (tipo de enlace químico), la forma y geometría de los agregados atómicos
(moléculas) y de cómo estos interactúan entre sí.
En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones químicas ocurren pérdida
y ganancia de electrones por parte de los átomos, y por ello estos adquieren la configuración electrónica
de un gas noble. Sin duda Kossel se refería al enlace iónico, y por lo tanto a los compuestos iónicos.
Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert Newton Lewis e Irving Langmuir, cada uno
en forma independiente estudiaron los compuestos iónicos y no iónicos (covalentes), comprobando que
los átomos al formar enlace químico adquieren en su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8
electrones en el nivel externo), lo que hoy se llama Regla del Octeto.
En 1923, G.N. Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia que el octeto se
logra por medio de compartición de electrones. Entonces a Kossel lo podemos considerar como el padre
del enlace iónico, y a Lewis el padre del enlace covalente.
CONCEPTO
El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para
formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace
intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y líquido).
PRINCIPIO FUNDAMENTAL
Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor
energía y de mayor estabilidad.
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ENLACE QUIMICO
Un enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. La unión o enlace entre los átomos tiene
su origen en la estructura electrónica de los mismos.
La actividad química de los elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con
otros átomos, la configuración de gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo el helio que
sólo tiene dos), que es muy estable.
Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico.
Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien definidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una
transición gradual de uno a otro, lo que permite considerar tipos de enlace intermedios.
ENLACE IONICO
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo
contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de
elementos muy electronegativos.
Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha
dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal
(electropositivo). Ej. Cloruro sódico NaCl (sal de cocina)
En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro.
Características:
Está formado por metal y no metal
No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones y cationes..
Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando
aniones. Formación de enlaces iónicos Ej: NaF
Na: metal del grupo IA
F: NO metal del grupo VIIA
Esta transferencia de electrones entre el sodio y el flúor, permite que ambos elementos tengan 8 electrones en su
nivel más externo
ENLACE COVALENTE
Gilbert Newton Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir
configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa).
La combinación de no metales entre sí se realiza por que comparten.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de
electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los
átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo.
Características
Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones,
COMPARTEN.
Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo del compuestos que se
forma.
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Formación de enlaces covalentes: Ej, con elementos que existen como moléculas diatómicas. EL
Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por
enlaces covalentes. El cloro es un elemento del grupo VII A.
Fuerzas intermoleculares
A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen
moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que
debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace.
Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con
momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula
apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión
(aparecen en tres moléculas apolares).
En los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de fuerzas:
 Interiónicas
 Intramoleculcares
 Intermoleculares
Fuerzas interiónicas: Son las que se dan entre iones. Son las más intensas ya que son de tipo
electrostático, aniones y cationes que se atraen entre sí. A esto se deben los altos puntos de fusión de
los compuestos iónicos.
Fuerzas intramoleculares: Son las que existen entre los átomos que forman una molécula.
Fuerzas intermoleculares: Son mucho más débiles que las intramoleculares. Son las fuerzas que
unen a las moléculas. También se conocen como fuerzas de van de Waals, en honor al físico holandés
Johannes Van der Waals, porque fue el primero en poner de relieve su importancia.
Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad son:
 Puentes de hidrógeno
 Fuerzas dipolares
 Fuerzas de London
Dipolos inducidos y dipolos instantáneos: Las moléculas polares, que tienen centros separados de
carga no equilibrados, reciben el nombre de dipolos. Si estos dipolos se acercan, el extremo positivo de
una molécula atrae al extremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden estar presenta en toda
la estructura de un líquido o un sólido.
En general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que se ejercen entre iones, pero más
intensas que las de moléculas no polares de tamaño comparable.
La formación de dipolos instantáneos es una característica de la fuerzas de dispersión o de
London.
Puentes de hidrógeno: Son un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares que
contienen átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno. Estás fuerzas son más intensas que
las atracciones dipolo-dipolo.
Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta
configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.
Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los
gases nobles.
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La electrovalencia o valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones
que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
La covalencia número de enlaces covalentes que puede formar un átomo
Valencia electroquímica: es número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para
transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que
el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.
Valencia: Son los electrones del ´exterior´ de un átomo pueden interaccionar con dos o más
núcleos.
ENLACE METALICO
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de
coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación
doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación
doce.
Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en
todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el
establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un
átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica
puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos
forman una nube que mantiene unido al conjunto.
Esta Tabla Ejemplifica Los Tipos De Enlace
Tipo de
enlace
Tipo de
estructura
Ejemplo de
estructura
Propiedades
características
Enlace iónico
Red
iónica
Cloruro de
potasio, KCl
Ejemplo: KCl
Sólidos cristalinos.
Puntos de fusión elevados.
Puntos de ebullición elevados.
Solubles en agua.
Conducen la electricidad fundidos o en disolución.
No conducen la electricidad en estado sólido.
Enlace covalente
Fundamentalmente líquidos y gases.
Puntos de fusión bajos.
Puntos de ebullición bajos.
Insolubles en agua.
No conducen la electricidad.
Moléculas
simples
Metano, CH4
Ejemplo: CH4
Sólidos.
Puntos de fusión elevados.
Puntos de ebullición elevados.
La solubilidad y conductividad varían de una sustancia a otra.
Moléculas
gigantes
Ejemplo: C
Diamante, C
Enlace metálico
Red
metálica
Plata, Ag
Sólidos cristalinos.
Puntos de fusión elevados.
Puntos de ebullición elevados.
Insolubles en agua.
Dúctiles y maleables.
Ejemplo: Ag
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ACTIVIDAD
1)
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
Marcar la opción CORRECTA. Los tipos de enlaces que presentan los siguientes compuestos, son
respectivamente:
a) NaCl
b) CCl4
c) CaCl2
d) SO2
¿Cuáles de los siguientes compuestos presentan enlace iónico? (K: grupo I A, Mg: grupo II A, C: grupo
IV A, O: grupo VI A, F y Br: grupo VII A)
a) KF
b) CO2
c) MgBr2
d) KCl
Dar 5 ejemplos de enlaces covalentes, iónicos y metálicos.
Explicar la diferencia entre el concepto de valencia y covalencia.
Explicar de qué depende las propiedades de los compuesto.
Haga un cuadro comparativos de las propiedades de los enlaces iónicos, covalentes y metálicos.
Explicar la importancia de las fuerzas intermoleculares
Marcar V o F cuando corresponda. Justifica las falsas.
1.
La unión iónica tienen bajos puntos de ebullición y altos puntos de fusión.
2.
Los iones son átomos o grupos de atómicos con cargas positivas o negativas.
3.
Los compuestos covalentes son fundamentalmente líquidos o gases
4.
En el enlace químico los átomos se une por que buscan la máxima estabilidad y la mayor
energía.
5.
En el enlace covalente se transfieren electrones.
6.
Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado solido.
7.
La unión puente de hidrogeno es un ejemplo de las fuerzas de Van der Waals
8.
Las fuerzas interiónicas mantienes unidos a las moléculas.
9.
Fuerzas intermoleculares, son mucho más fuertes que las intramoleculares
10.
Los átomos aislados tienen mayor energía que los átomos enlazados (molécula).
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