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UNIONES Y ENLACE QUÍMICO
SEMANA 2 - 2017
Licda: Isabel Fratti de Del Cid
Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía
de Licda. Lilian Guzmán
2017
ENLACE QUÍMICO
2
Son las atracciones, fuerzas, uniones e
interacciones, que mantienen unidas a las
partículas (átomos , iones ó moléculas)en la
materia. Estas partículas al unirse, tienden a
formar estructuras más estables.
El enlace químico puede ser:
 Covalente
 Iónico
Se da entre átomos y
 Metálico
Iones
Intermolecular :se da entre moléculas
REGLA DEL OCTETO
3
Se aplica a la unión entre átomos, ya sea
que generen moléculas ó iones:
Cuando dos o más átomos se combinan para
formar compuestos tienden a ganar, perder ó
compartir electrones, en número suficiente
para llegar a tener capas externas con
8 electrones ( octeto) similares a las de los
gases nobles ó inertes.
4
Note que en la tabla periódica los gases
nobles(VIIIA) sus configuraciones terminan
en xs2 xp6 ( 8 e- es decir un octeto).
Ejemplo:
Ne = 1s2 2s2 2p6 ( 8 e- en su último nivel)
Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( 8e- en su último nivel)
Electronegatividad Capacidad relativa
de un átomo para
atraer los electrones de otro ú otros átomos al formar un enlace.
5
Esta posee un valor numérico dado en la tabla periódica.
Los valores numéricos , presentan las siguientes tendencias:
En un período aumenta de izquierda a derecha. 
En un grupo disminuye de arriba hacia abajo. 
Con esto concluimos que los elementos :
más electronegativos se hallan en la parte superior
derecha de la tabla periódica ej: los no metales F y O ( se
excluyen de ésta regla a los gases nobles)
Los menos electronegativos en la parte inferior izquierda
(los metales Cs y Fr).
Tendencias del valor de la
electronegatividad en la tabla periódica.
6
Criterio usando la electronegatividad para
definir si un enlace es iónico ó covalente.
7
A-Reste le electronegatividad mayor de la menor, sin
importar el orden en que los átomos aparecen en la
fórmula del compuesto.
B- No debe multiplicar la electronegatividad por el
número de veces que aparece el elemento en el
compuesto. Solo se toma en cuenta una vez.
Diferencia de
electronegatividad
Tipo de enlace
0.0 a 0.4
Covalente no polar ( apolar)
>0.4 y < 1.8
Covalente polar
1.8 en adelante
Iónico.
EJEMPLO DE ENLACES Y SU RANGO DE
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD
8
ENLACE COVALENTE NO POLAR
Los electrones se comparten por
igual
ENLACE COVALENTE POLAR
Los electrones se comparten de
modo desigual
ENLACE IONICO
Se transfieren
electrones
CARÁCTER IONICO CRECIENTE
DIFERENCIA EN
ELECTRONEGATIVIDAD
0
1.8
3.3
Ejercicios usando diferencia de electronegatividad para
predecir enlaces:
1- Con cual(es) de los siguientes átomos ( O, S, As, Cl) el Mg,
formará un enlace iónico? ____ Un enlace covalente polar?_________
2- Complete el siguiente cuadro
Comp Coloque los valores de la
uesto ectronegatividad de C/
átomo participante en el
compuesto
Diferencia
de
electroneg
a tividad
Enlace Iónico, covalente polar ó no
polar. / Se comparten electrones en
forma igual o desigual.? Se
transfieren electrones.?
BaF2
Ba = 0.89
3.98 0.98
3.09
IONICO / Se transfieren electrones
Bario pierde e- F: gana e-
PCl5
P________Cl _________
SiH4
Si_________ H________
Al2O3
Al_________ O_________
NH3
N_________ H__________
Br 2
Br________ Br_________
F= 3.98
Enlace iónico
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Al unirse átomos muy electronegativos con átomos de
poca electronegatividad ; el más electronegativo «gana»
electrones y se convierte en un ión con carga negativa (
anión) y el menos electronegativo «pierde» electrones y
se convierte en un ión con carga positiva
( catión).
Recordar que esto sucede generalmente si la diferencia de
electronegatividad es de 1.8 en adelante.
Hay transferencia de electrones ( uno gana otro pierde).
Lo que mantiene unidos a cationes (+) y aniones (-) es la
fuerza de atracción electrostática entre cargas opuestas.
( Ley de Coulomb : cargas opuestas se atraen)
Esquema de la formación de un enlace iónico
entre un metal (M) y un no metal ( Nm)
11
Perdida y ganancia de
electrones
ENLACE IONICO
Note: aquí pierde electrones el
metal se convierte en catión (M+),
y el no metal gana e- y se
convierte en anión ( Nm- ) . En el
no metal, se observa la formación
del octeto. El metal también
alcanza el octeto, pero queda
interno, por eso no se representa
en éste tipo de fórmulas..
Ejemplo de ENLACE IONICO
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a) Ca + F2  Ca F2 (formado de Ca+2 y 2F - )
2
2
6
2
6
2
20Ca = 1s 2s 2p 3s 3p 4s
+2 = 1s22s22p63s23p6 ( pierde 2e-)
20Ca
9 F = 1s2 2s2 2p5
9F - = 1s22s22p6 ( ganó 1 e-)
La formación de éstos iones también puede predecirse por la
diferencia de electronegatividad: Ca=1.0 y F=3.98,
diferencia 2.98, por lo tanto es iónico el Ca, pierde 2
electrones por ser menos electronegativo y el F, gana
electrones por ser mas electronegativo. Se requieren 2 Fya que el Ca +2 perdió 2 e - y cada Flúor necesita solo 1 epara completar octeto su fórmula queda: CaF2
Ejemplo como se forma un enlace iónico
.Na + .Cl. . :
..

..
Na+ + : Cl : ..

t
ENLACE COVALENTE
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Si los átomos poseen electronegatividades
similares, éstos no ganan ni pierden electrones
entonces se comparten los e- del enlace á esto se
le conoce como enlace covalente. Por eso no se
generan iones ( partículas con carga)
Para efectos prácticos se considera que un enlace
covalente se forma cuando la diferencia de
electronegatividades es< de 1.8
Estos enlaces se representan con
líneas H-H ó puntos H:H
Tipos de enlace covalente





I-De acuerdo al numero de parejas de electrones
que comparten:
A-Covalente simple se comparte una pareja de
electrones. Cada átomo pone un electrón.
B-Covalente doble: se comparten dos parejas de
electrones. Cada átomo pone dos electrones.
C-Covalente triple: se comparten tres parejas de
electrones. C / átomo pone tres electrones.
D-Covalente coordinado ó dativo: Se comparte una
pareja de electrones, pero éstos provienen de uno
solo de los átomos.
Cont. Tipos de enlace covalente




II- De acuerdo a diferencia de electronegatividad:
A- Covalente no polar( apolar) : Diferencia de
0.0-0.4.
B-Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8.
Nota: Todo enlace covalente: simple, doble, triple,
coordinado puede a la vez ser No polar ó polar.
Enlaces Covalentes simple
17
Un Enlace covalente simple es cuando se
comparte un par de electrones, donde cada
átomo aporta un electrón. El enlace simple se
puede representar con dos puntos ó con un
guión entre los átomos que lo forman. Ejemplo:
Note el octeto completo en el Cloro.
H-Cl
Esquema general que representa la formación
de un enlace covalente entre dos No metales
18
Note: no se forman
iones, se comparten los
electrones. En éste caso,
se comparte un par de elos dos átomos, forman
un enlace simple entre
ellos. Ambos átomos
forman octeto ( 8ealrededor de c/ átomo.)
Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples
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Se da cuando entre ellos forman enlaces:
A-Dobles CH2=CH2

C/átomo pone un par de e- : Se comparten dos parejas de e- ( 4 e-)
Note los octetos completos en cada átomo
Carbono.
B- Triples NN 
Se comparten 3 parejas de ec/ átomo pone 3 e- ( 6 e-),
note los octetos completos
en los átomos de Nitrógeno.
Enlace Covalente coordinado:
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También llamado DATIVO. Los átomos comparten
un par de electrones, pero estos han sido
aportados por un solo átomo. Ejemplo :SO3
presenta 1 enlace doble y 2 coordinados ó dativos.
En éste caso el Azufre ( S) es el que pone las
parejas de electrones.
Enlace covalente polar
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Los electrones se comparten de manera desigual
entre átomos, ya que poseen diferente
electronegatividad, pero no hay suficiente
diferencia para forman enlaces iónicos. Los
enlaces covalentes polares pueden ser: simples,
coordinados, dobles ó triples.
Para efectos prácticos son polares
si la diferencia de electronegatividad
Oscila de (>0.4 y < 1,8). Ejemplo:
HCl ; SO2 CO2
Diagrama de como se forma y representa
un enlace covalente polar.
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Se comparten electrones de forma desigual, generando moléculas polares
o «dipolos» los e- están más cerca del átomo más electronegativo,
Pero no se han transferido a ese átomo, por eso esa región esta
parcialmente negativa y se
representa con el símbolo Quedando el átomo menos
electronegativo, parcialmente
positivo :  +.. Estas moléculas
se atraen entre ellas. El extremo

+ con el, extremo  -. Forman

Moléculas polares

conocidas como «dipolos»
Enlace covalente no polar (apolar)
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Se dan cuando los pares de electrones se
comparten de manera equitativa ó muy pareja. Se
da en todas las moléculas diatómicas. Para
efectos prácticos es no polar si la diferencia de
electronegatividad está en el rango : (0.0 a 0.4)
Ejemplo : Cl2 , SiH4 , SbH3
Enlace covalente puro
24
Enlace covalente “puro”, También es un
enlace No polar donde la diferencia de
electronegatividad es 0.0 debido a que el
enlace se da entre átomos idénticos:
Ejemplo todos los elementos diatómicos:
N2, O2, F2, H2 , Cl2 , I2 , Br2
Los enlaces covalentes simples, dobles ó triples, a su
vez pueden ser polares ó NO polares.
H2 * y SiH4 : Covalente simple NO polar
HCl ; NH3 : Covalente simple polar.
O2 * : Covalente doble NO polar ( en éste caso
covalente «puro»
SO2: Posee un covalente doble polar y un coordinado
polar.
N2 *: covalente triple NO polar.
 *
: en éstos casos los enlaces covalente apolares también son
conocidos como covalentes puros, debido a que la diferencia de
electronegatividad es 0.0, pues son átomos idénticos
PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS
COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES
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Propiedad ó
característica
Tipo de partícula
Compuestos
iónicos
Iones ( cationes y
aniones )
Compuestos
covalentes
Moléculas
Gases, líquidos y
sólidos
Baja (covalente no
Solubilidad en agua
Alta
polar) Mayor
( covalente polar)
Solubilidad en
Alta (Covalente no
Muy baja
solventes no
polar), Muy baja
polares
(covalente polar)
Conductividad
Alta ( fundidos ó en Muy baja ó no
eléctrica
solución)
existente
Estado físico
Sólidos
ESTRUCTURAS DE LEWIS de átomos
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Es la representación de un elemento y sus
electrones de valencia.
El símbolo de cada elemento se utiliza para
representar el núcleo y todos los electrones
internos. Los electrones de valencia ( los que se
hallan en el último nivel de energía) se
representan como puntos alrededor del símbolo.
Ejemplos:
º
º Al º
..
 Cl 
.
Na ∧
Los electrones de valencia para los elementos
representativos corresponden al número de grupo
28
GRUPO
Estructura
electrónica del
ultimo nivel
termina en
Estructura de Lewis
IA
S1
Tiene 1 electrón de
valencia, entonces se
dibuja 1 punto
IIA
S2
Tienen 2 electrones de
valencia, entonces se
dibuja 2 puntos
IIIA
S2P1
Tienen 3 electrones de
valencia , entonces se
dibujan 3 puntos
IVA
S2
P2
Tienen 4 electrones de
valencia , entonces se
dibujan
4 puntos
. H
. Mg .
. B. .
.
. Si .
.
29
GRUPO
VA
Estructura
NúmerNúde
electrónica del
ultimo nivel
termina en
p3
Tienen 5 electrones de
valencia, entonces se
dibujan 5 puntos
VI A
S2 p4
Tienen 6 electrones de
valencia, entonces se
dibujan 6 puntos
VII A
S2
Tienen 7 electrones
de valencia, entonces
se dibujan 7 puntos
VIII A
S2
p5
S2 p6
Tienen 8 electrones de
valencia, entonces se
dibujan 8 puntos
Estructura de Lewis
.
.
:N .
.
..
.S .
..
..
:F.
..
..
: Kr :
..
30
Fin