El documento resume los principales tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, y las fuerzas intermoleculares. Describe cómo se forman los enlaces iónicos y covalentes, así como las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes. También explica los diferentes tipos de enlaces covalentes y moléculas, así como las fuerzas intermoleculares como los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de London.

1. PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA
TEMA: ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO Es la fuerza de atracción electrostática que se da
Es la fuerza de unión entre dos átomos de un mismo entre un catión y un anión.
elemento o de elementos diferentes que desean Se produce transferencia de electrones.
alcanzar una configuración estable. Cuando los Generalmente se da entre un metal (IA, IIA) y
átomos se unen se desprende una cantidad de energía un no metal (VIIA, VIIA)
de enlace. Generalmente se cumple que la diferencia de
Representación gráfica de la formación de un enlace: electronegatividad entre los átomos que forman
enlace iónico es elevada (∆EN ≥ 1,9 )
LIBERACIÓN
DE ENERGÍA Ejemplo: Cloruro de sodio, NaCl.
+
A B AB
NOTACIÓN DE LEWIS Propiedades de los Compuestos Iónicos
Los diagramas de Lewis constituyen una forma
sencilla de representar simbólicamente cómo están A condiciones ambientales se encuentran en
distribuidos los electrones de la última capa en un estado sólido.
átomo. Para los elementos representativos (grupos A) Posee alta temperatura de fusión
se cumple: Ejemplo: NaCI ; Tf = 801º C
Son solubles en agua y en otros solventes
polares mediante el proceso de solvatación
iónica
Al estado sólido no conducen la corriente
eléctrica, pero si son buenos conductores
cuando están disueltos en agua o cuando están
fundidos.
Son duros y frágiles por su estructura
NOTA: empaquetada y porque sus iones no se pueden
El helio (grupo VIIIA) tiene 2 electrones de valencia, deslizar cuando son sometidos a presión
por lo que su notación de Lewis es He: externa.
REGLA DEL OCTETO II. ENLACE COVALENTE
Se dice cuando se forma un enlace químico los
átomos ganan, pierden o comparten electrones de tal Es la fuerza de atracción electromagnética que
forma que la capa más externa de cada átomo se da generalmente entre átomos no metálicos
contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura Se produce compartición de uno o más pares
electrónica del gas noble más cercano en el sistema de electrones
periódico. Generalmente se cumple: 0 ≤ ∆EN ≤ 1,9
TIPOS DE ENLACES Ejemplo: Molécula de hidrógeno, H2:
I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
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2. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
C) ENLACE COVALENTE TRIPLE
Se comparte tres pares de electrones entre los
átomos enlazantes.
CLASES DE ENLACES COVALENTES Ejemplo: Molécula de nitrógeno, N2
1. SEGÚN LA FORMA DE COMPARTIR
LOS PARES DE ELECTRONES
A) ENLACE COVALENTE PURO
Cada átomo aporta un electrón para la
formación del enlace. 3. SEGÚN LA POLARIDAD DEL ENLACE
Ejemplo: Bromuro de hidrógeno, HBr
A) ENLACE COVALENTE POLAR(∆EN ≠ 0)
Ocurre entre átomos distintos (compartición no
equitativa de electrones)
Ejemplo: Molécula de cloruro de hidrógeno,
HCI
B) ENLACE COVALENTE DATIVO O
COORDINADO
Es cuando sólo uno de los átomos aporta los 2
electrones para la formación del enlace. El
átomo que aporta electrones se llama dador y
B) ENLACE COVALENTE APOLAR(∆EN=0)
el otro átomo que acepta electrones es llamado
aceptor. Ocurre entre átomos iguales (compartición
equitativa de electrones)
Ejemplo: Ión amonio, NH4+1
Ejemplo: Molécula de bromo, Br2 .
2. SEGÚN EL NÚMERO DE PARES DE Propiedades de los Compuestos covalentes
ELECTRONES COMPARTIDOS
Son sólidos, líquidos o gaseosos con punto de
A) ENLACE COVALENTE SIMPLE fusión bajos
Se comparte de 1 par de electrones entre los Los compuestos polares se disuelven en el agua,
átomos enlazantes. y los compuestos apolares se disuelven en
Ejemplo: Molécula de cloro, Cl2 solventes apolares
No conducen la corriente eléctrica ni el calor
TIPOS DE MOLÉCULAS
1. MOLÉCULA APOLAR
Son aquellas moléculas que presentan una
B) ENLACE COVALENTE DOBLE estructura simétrica, puesto que sus centros de
Se comparte de 2 pares de electrones entre los cargas positivo y negativo coinciden. Presentan
átomos enlazantes. un momento dipolar resultante igual a cero (µ≠0)
Ejemplo: Molécula de oxígeno, O2 Ejemplo:
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3. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
Nota: En las moléculas apolares el átomo central
no posee electrones libres; si es diatómico debe
de estar formado por átomos iguales
2. ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO
2. MOLÉCULA POLAR (E.P.H)
Son aquellas moléculas que presentan una
estructura asimétrica, puesto que sus centros de Enlace puente de hidrógeno es un tipo de enlace
cargas positivo y negativo no coinciden. Dipolo – Dipolo muy fuerte. Los enlaces puente
Presentan un momento dipolar resultante de hidrógeno se forman entre las moléculas
diferente de cero (µ≠0) polares que contienen “H” unidas a elementos de
Ejemplo: alta electronegatividad como F, O y N.
Nota: En las moléculas polares el átomo central 3. FUERZAS DE LONDON
posee electrones libres, y si es diatómico debe
Se denominan así en honor al físico-químico Fritz
estar formado por átomos diferentes.
London. También denominadas fuerzas de
dispersión; también fuerzas de Van Der Walls.
Son fuerzas débiles que permiten la unión de
moléculas apolares. Esta atracción entre este tipo
FUERZAS INTERMOLECULARES de moléculas se produce debido a la aparición de
Dipolos instantáneos e inductivos. La fuerza de
Las fuerzas intermoleculares corresponden a Londón explica por qué los gases apolares como
atracciones electrostáticas entre moléculas iguales o el O2, N2, H2, etc, pueden licuarse.
diferentes; estos enlaces son más débiles que los
enlaces interatómicos o enlaces covalentes que
existen dentro de cada molécula. A partir de este tipo
de interacciones se pueden explicar a variación de las
propiedades de los líquidos como el punto de
ebullición, presión de vapor, viscosidad y calor de
vaporación. Se relaciona también con algunas
propiedades de los sólidos como el punto de fusión y
el calor de fusión.
Nota: Se pueden establecer el siguiente orden
TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES respecto a la intensidad de las fuerzan
intermoleculares.
1. FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D-D) Enlace Puente de Hidrógeno > Enlace Dipolo –
Dipolo > Enlace por Fuerzas London
Es una fuerza de atracción eléctrica
(electrostática) entre los polos opuestos de
moléculas polares. En comparación con la fuerza
Profesor: Antonio Huamán Navarrete
de atracción electrostática del enlace iónico es
más débil. Se manifiesta con mayor intensidad a Lima, Marzo del 2013
distancia muy cortas.
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