1) El documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, enlace covalente, enlace metálico y más. 2) Los átomos se unen para formar compuestos estables mediante la compartición o transferencia de electrones para alcanzar la configuración del gas noble más cercano. 3) Hay tres tipos principales de enlaces: iónico cuando hay transferencia neta de electrones, covalente cuando los átomos comparten electrones, y metálico en los metales.

1. ENLACE QUIMICO
Guía de aprendizaje DECIMO II periodo
Mayo de 2018
Docente: EUCARIS ESTHER SAENZ VARGAS
INSTITUTO POLITECNICO BUCARAMANGA

2. ¿Qué mantiene unidos a los átomos?
La mayoría de los elementos forman compuestos. Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan entre sí formando la sal común o cloruro de
sodio. Este compuesto es mucho más estable que sus elementos por separado; este hecho demuestra la abundancia de sal en la naturaleza y
la escasez de sodio y de cloro en estado libre
Se llama enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas cuando forman distintas agrupaciones
estables.
Regla del octeto
Los gases nobles se encuentran en la naturaleza en forma atómica y no tienden a formar compuestos químicos. Esto ha hecho analizar la
distribución de los electrones en los átomos de dichos elementos.
Como se ha comprobado, los átomos de los gases nobles se caracterizan por tener todos sus niveles y subniveles energéticos completamente
llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocia con la estructura electrónica de su última capa que queda completamente llena con ocho
electrones.
Así se establece la regla del octeto, que permite explicar la formación de moléculas y compuestos químicos debido a la tendencia de los
átomos a adquirir la configuración electrónica estable del gas noble más próximo a ellos (completar con ocho electrones su última capa).
El octeto, ocho electrones de valencia, es una disposición electrónica muy estable que coincide con la de los gases nobles, que son elementos
de una gran estabilidad.
Queda fuera de la regla del octeto el helio (He), gas noble que pertenece al primer período y es estable con dos electrones.
El hidrógeno tiene un electrón de valencia y le hace falta un electrón para adquirir la configuración electrónica estable del He.
En 1916, el alemán A. Kössel (1853-1927) y el norteamericano Gilbert Lewis (1875-1946), de forma independiente, fueron quienes sugirieron
la teoría de que los compuestos químicos se pueden interpretar como consecuencia de la tendencia de los átomos a adquirir la configuración
electrónica estable del gas noble más próximo.
Una manera sencilla de explicar que los átomos se unan para formar diversas
sustancias es suponer que se combinan para alcanzar una estructura más estable. Por
esto se puede considerar el enlace químico como un incremento de estabilidad.
La materia presenta aspectos y propiedades distintas por el tipo de átomos que la
componen y por la forma de unión entre dichos átomos. La gran diversidad de
sustancias puras que hay hace que sea difícil clasificarlas. No obstante, en función de
cómo se realice el enlace químico podemos diferenciar tres grandes grupos: sustancias
iónicas, sustancias covalentes y sustancias metálicas, según tengan enlace iónico,
enlace covalente o enlace metálico.
El enlace iónico
La máxima estabilidad para un átomo se consigue cuando este adquiere la
configuración del gas noble más próximo. Por ello, cuando les es posible, los
átomos captan o ceden electrones a fi n de conseguir su estabilidad. Como
consecuencia resultan unas partículas que reciben el nombre de iones.
Un ion es la partícula que se obtiene cuando un átomo o un grupo de átomos captan o
cede electrones con objeto de adquirir la configuración de un gas noble. Si un átomo gana
electrones queda cargado negativamente, y si los cede queda cargado positivamente. Por
consiguiente, existen dos tipos de iones:
■ Anión o ion cargado negativamente.
■ Catión o ion cargado positivamente.
Los iones se representan mediante el símbolo del elemento o los elementos y un superíndice
colocado a la derecha indicando el número de cargas eléctricas y su signo. Por ejemplo, el
ion sodio se representa como Na+ el ion sulfuro es S2-, el ion amonio es 𝑁𝐻4
+
, el ion
carbonato es 𝐶𝑂3
2−
, etc.
El enlace iónico consiste en la unión de iones con cargas de signo contrario, mediante
fuerzas de tipo electrostático
Formación de compuestos iónicos
Cuando reaccionan elementos muy electronegativos (con mucha tendencia a ganar
electrones) con elementos muy electropositivos (con tendencia a perder electrones), tiene
lugar este tipo de enlace.
Kössel, mediante experiencias, determinó que los compuestos como el cloruro de sodio o
sal común se caracterizan por un tipo de enlace químico llamado enlace iónico. En el proceso de formación del NaCl podemos distinguir
las siguientes etapas:
1. El átomo de sodio (Z _ 11; 1s2 2s2 2p6 3s1) tiene un electrón en su nivel de valencia, mientras que el átomo de cloro (Z _ 17; 1s2
2s2 2p6 3s2 3p5) tiene siete electrones en dicho nivel. Cuando un átomo de sodio se encuentra en las proximidades de un átomo
de cloro, cede su electrón de valencia y se convierte en un ion positivo y el de cloro se convierte en un ion negativo

3. Na - 1 e- Na+ Cl + 1e- Cl-
2. El proceso de cesión de un electrón del átomo de sodio al de cloro se repite con muchos pares de átomos de sodio y cloro,
porque en una reacción real intervienen incontables pares.
3. Una vez formados los iones, para aumentar las atracciones entre los iones de distinto signo y
reducir al mínimo las repulsiones entre iones de igual signo, los iones Na+ y Cl- se colocan de
forma ordenada, constituyendo una red cristalina
4. Los iones situados en la red cristalina están unidos por fuerzas de tipo electrostático que
mantienen la estabilidad del compuesto. En los compuestos iónicos no existen moléculas
propiamente dichas, sino agregados de iones en la proporción indicada por su fórmula, los
cuales constituyen la red cristalina. La ruptura de esta red, por fusión, disolución, requiere
del aporte de energía.
El enlace covalente
El enlace entre átomos iguales o entre átomos que difieren poco en el carácter electronegativo no
quedan explicados mediante el enlace iónico. Para explicar la formación de sustancias tales como Cl2,
H2, NH3, Gilbert Newton Lewis (1875-1946), físico y químico norteamericano, sugirió en 1916 que los átomos pueden alcanzar la
estructura estable de gas noble compartiendo pares de electrones. Los enlaces que mantiene unidos a sus átomos para formar las moléculas
se llaman enlaces covalentes y las sustancias obtenidas, sustancias covalentes.
Formación de sustancias covalentes
El enlace covalente consiste en la unión de átomos al compartir uno o varios pares de electrones. Por ejemplo,
cuando se forma la molécula de hidrógeno H2, cada átomo de H (con un electrón de valencia) se une a otro
átomo de hidrógeno y sólo a uno para formar la molécula diatómica H2. Es evidente que, siendo totalmente
iguales los dos átomos, no puede suponerse que uno de ellos arranque el electrón al otro para conseguirla
estructura electrónica del gas noble más próximo (He). Es más lógico suponer que ambos átomos comparten sus
dos electrones, actuando dicho par de electrones como unión entre los dos átomos y consiguiendo así la
estructura de gas noble.
Representación de un enlace covalente
Cuando intentamos representar un enlace o construir fórmulas de compuestos es de mucha utilidad la notación
propuesta por Lewis. De acuerdo con este modelo, se escribe el símbolo del elemento y a su alrededor se
coloca un punto (•) por cada electrón que exista en el último nivel de energía del átomo. Cada par de
electrones compartidos se considera un enlace y se puede representar por una línea que une los dos átomos
Clases de enlaces covalentes
Enlaces covalentes múltiples
Cuando los átomos que intervienen en el enlace requieren solamente un electrón para completar su
configuración de gas noble y por lo tanto, comparten un solo par de electrones (un electrón por cada átomo),
decimos que se forma un enlace covalente sencillo. Presentan este tipo de enlace las moléculas de flúor (F2),
F—F; cloro (Cl2), Cl—Cl y bromo (Br2)
Sin embargo, es muy frecuente también que algunos átomos para saturar su capacidad de enlace tengan que
compartir más de un par de electrones.
Esta situación conduce a la formación del enlace covalente múltiple. Así, si los pares compartidos son dos, se
obtiene un enlace doble y si los pares compartidos son tres, se obtiene un enlace triple.
Actividad:
Indica mediante la representación de Lewis la formación del enlace entre:
a) El K y el Cl.
b) El N y el H.
Enlace covalente apolar
Cuando las moléculas están formadas por átomos iguales, las moléculas no presentan
diferencias en su electronegatividad, por lo cual son conocidas como moléculas
apolares (sin polos). Los pares de electrones compartidos en estas moléculas son
atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad. Es el caso de las moléculas de cloro
(Cl2), hidrógeno (H2), etc. En estas moléculas se establece un enlace covalente apolar.
Enlace covalente polar:
Cuando los átomos que se enlazan tienen una electronegatividad diferente, en la molécula se establece una zona donde se concentra una
mayor densidad electrónica, originándose así un polo positivo y uno negativo. Por consiguiente, la zona que pertenece al átomo de mayor
electronegatividad será el polo negativo y la de menor electronegatividad será el polo positivo. A este tipo de molécula la llamamos
polares y el enlace correspondiente, enlace covalente polar .El agua (H2O), el dióxido de carbono (CO2), el ácido clorhídrico (HCl) y la

4. totalidad de los compuestos orgánicos están formados por átomos de naturaleza diferente unidos por enlace covalente. Muchos de ellos
con una elevada polaridad.
Observemos la siguiente representación para el caso de la molécula de HCl:
HCl Hσ+ + Clσ-
En el esquema se indican las cargas parciales (positiva y negativa) más no se representa la carga de cada ion. Recordemos que el átomo de
cloro es mucho más electronegativo (3,1) que el hidrógeno (2,2); por lo tanto, se presenta un desplazamiento de cargas desde el átomo
menos electronegativo (H) hasta el más electronegativo (Cl). Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los átomos
comprometidos en el enlace, mayor será el carácter polar del mismo.
ACTIVIDAD
1. En el enlace covalente, ¿existen moléculas o iones? Explica tu respuesta.
2. Representa mediante la notación de Lewis, los enlaces que se presentan en las siguientes moléculas: cloro, Cl2; bromo, Br2; metano,
CH4 y fluoruro de hidrógeno, HF.
Enlace covalente coordinado
Este enlace tiene lugar entre distintos átomos y se caracteriza porque los electrones que se comparten son aportados por uno solo de los
átomos que se enlazan. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador y el que lo recibe, receptor. El enlace covalente
coordinado se representa por medio de una flecha que parte del átomo que aporta
los dos electrones y se dirige hacia el átomo que no aporta ninguno. Un ejemplo de
enlace coordinado lo tenemos cuando se forma el catión amonio,𝑁𝐻4
+
, a partir del
amoniaco, NH3, y del ion de hidrógeno, H+ Este enlace se lleva a cabo porque el
nitrógeno tiene un par de electrones libres, los cuales puede compartir con el
hidrogenion (H+). El hidrogenion resulta de extraer el único electrón que posee el
átomo de hidrógeno; es decir, que el ion (H+) quedó con capacidad para aceptar un
par de electrones que en este caso provienen del átomo de nitrógeno y como
consecuencia se formará un nuevo enlace en el cual los electrones provienen
únicamente del nitrógeno. Una forma de representar este fenómeno es la siguiente:
ACTIVIDAD
1. Escribe la estructura de Lewis y determina si las siguientes sustancias son iónicas o moleculares.
a) BCl3 b) SrCl2 c) SnCl4 d) CaS
2. Identifica el número de electrones ganados y perdidos por los átomos en los siguientes compuestos:
a) CaCl2 b) MgF2 c) KCl
3. Con base en las respuestas del punto anterior, identifica los aniones y los cationes presentes.
4. La molécula de tetracloruro de carbono (CCl4) es apolar y la molécula del agua (H2O) es polar. Explica, a partir de la
estructura molecular, la razón por la cual presentan esta características
5. Identifica el tipo de enlace presente en los siguientes compuestos:
a) RbCl b) NO2 c) BeF2
d) SO3
6. Completa la información de la siguiente tabla teniendo en cuenta el tipo de
enlace que presenta cada sustancia.
7. Clasifica las siguientes moléculas como polares o no polares:
a) F2 b) HClO3 c) O2 d) HBr e) N2
INVESTIGA
El 26 de abril de 1986, hubo una gran explosión en la planta de energía de Chernóbil, Ucrania.
Como resultado cerca de ocho toneladas de material fueron liberadas y esparcidas en la atmósfera.
Los desechos incluían una mezcla de sustancias, la mayoría radiactivas. Una de estas sustancias
radiactivas fue el estroncio 90.
En la tabla periódica puedes observar que el estroncio está ubicado en el grupo IIA, debajo del
calcio. Los elementos de este grupo presentan propiedades químicas similares. Así el estroncio puede
tomar el lugar del calcio en las reacciones químicas.
a) ¿Por qué el estroncio es radiactivo?
b) ¿Cuáles fueron las consecuencias de la liberación del estroncio 90?
c) ¿Cómo afecta la radiación a la naturaleza?
d) ¿Por qué se usan algunos isótopos radiactivos en la medicina y en la industria?
e) En la actualidad, todavía se evidencian las consecuencias de la catástrofe de Chernóbil. ¿Cuáles?
Cita al menos dos de ellos.
f) ¿Qué otros tipos de radiación son perjudiciales para los seres vivos y los recursos naturales?