1. ENLACE QUÍMICO EN LA FORMACIÓN DE COMPUESTOS
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla
periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118
elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros
para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se
forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que
resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus
átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que
reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se
moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue
usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se
enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de
sodio. Este es un compuesto tan inofensivo que nos los comemos todos los días.
Es la sal común.
En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propuso que los enlaces
químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos
interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran
más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia.
El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se
enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces
probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en
forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día
sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces
químicos, iónicos y - enlaces covalentes.

2. Estructuras De Lewis, Regla Del Octeto
Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para explicar el
enlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una descripción mas
fácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de Lewis. Para dibujar las
estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método:
1. Se colocan los átomos de la molécula de la forma mes simétrica posible.
2. Se determina el Nº de electrones disponibles en la capa externa de los
átomos de la molécula A
3. Se calcula la capacidad total de electrones de las capas externas de todos
los tomos de la molécula N
4. El Nº total de electrones compartidos es S=N-A
5. Se colocan los electrones S como pares compartidos entre los átomos que
forman enlaces.
6. El resto de los electrones A-S se colocan como pares no compartidos para
completar el octeto de todos los átomos.
Así lograríamos que todos los átomos unidos por enlaces covalentes tiendan a
adquirir la estructura de los gases nobles, esta es la regla de Octeto.
Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los
electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el
elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia.
Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros
períodos de la Tabla Periódica.
Las Estructuras de Puntos de Lewis

3. Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre
átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser
representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de
electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.
H2 H:H H-H
o
O2
Propiedades De Los Enlaces
A. Propiedades de las sustancias iónicas:
Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando
redes cristalinas, por tanto son sólidas.
Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión
y ebullición altos.
Son solubles en disolventes polares como el agua.
Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad
alta.
B. Propiedades de los compuestos covalentes.
Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado liquido o
gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos
de fusión y ebullición no son elevados.
La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes
polares, y nula su capacidad conductora.
Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de
fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general
insolubles.
C. Los enlaces metálicos:
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y
sus puntos de fusión y ebullición barman notablemente.
Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.

4. Presentan brillo metálico.
Son dúctiles y maleables.
Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
Enlaces iónicos
En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a
otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente,
los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta
se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del
enlace iónico.
Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
Sodio (en la izquierda) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la
derecha),
Resultando en un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro
cargado negativamente (derecha).
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño,
mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón
adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que
la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas
electroestáticas, formando así un enlace iónico. Los compuestos iónicos
comparten muchas características en común:

5. Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el
no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros
solventes polares,
En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con
temperaturas muy altas.
Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas
entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de
cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados
positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número
igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la
interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados
alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es
atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera
por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una molécula sola se vuelve
borroso en cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema continuo. Las
fuerzas entre las moléculas son comparables a las fuerzas dentro de la molécula,
y los compuestos iónicos tienden a formar como resultado cristales sólidos con
altos puntos de fusión.
Enlace Covalentes
El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten
electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una
transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o
más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los
átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones
(generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no
metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el

6. enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para
poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente
es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H)
tienen un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad
de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un
segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de
hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H 2. Ya
que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los
átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un
enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una
envoltura de valencia.
Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman
cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los
compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como
resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura
ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas
covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más débil.
Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes
existen como verdaderas moléculas.
Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos,
se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples
pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. De acuerdo con esta
teoría veamos los tipos de enlace covalentes que pueden formarse.
1. Enlace covalente simple o de dos electrones. En el caso del átomo de cloro
que tiene siete electrones en su capa mas externa formando tres pares
electrónicos y un electrón sin aparear (a cada uno de los átomos le falta un
electrón para cumplir la regla del octeto) los dos electrones sin aparear, uno de
cada átomo, se aproximarán para compartir el par de electrones de modo que ese
par será común a los átomos, originando un enlace covalente simple.

7. Ejemplo:
2. Enlace covalente doble o de cuatro electrones. A un átomo de oxigeno y uno
de azufre le hacen falta dos electrones en su capa exterior para cumplir la regla
del octeto (o estructura de un gas noble mas próximo). Para llegar a esa
configuración, dos átomos de oxigeno y azufre comparten dos pares de
electrones de valencia, con lo cual se forma la molécula; los átomos se unen por
un enlace covalente doble.
Ejemplo:
3. Enlace covalente triple o de seis electrones. En el caso del átomo de
nitrógeno que en su capa mas externa tiene cinco electrones, al unirse dos átomos
forman la molécula compartiendo tres pares de electrones para adquirir la
configuración del gas noble: este enlace se denomina covalente triple.
Ejemplo:
4. Enlace covalente coordinado Hemos visto que el par o pares de electrones
compartidos para formar el enlace son aportados por el 50 % de cada uno de los
átomos que lo constituyen. Pero hay casos en los cuales el par de electrones
compartidos, para constituir el enlace, son aportados por uno de los átomos en
tanto que el otro átomo no comparte alguno. Y se puede definir como aquel tipo
de enlace en que el par de electrones compartidos son aportados por uno de los
átomos que constituyen el enlace.

8. Ejemplo:
Enlace metálico. Los electrones que participan en él se mueven libremente, a
causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su
periferia.
Enlaces Polares y No-Polares. En realidad, hay dos sub-tipos de enlaces
covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente
el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H 2 tienen una igual
atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son
igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no
polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un
enlace no polar.
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos
entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene
una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como
para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar
covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del
átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del
enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo)
enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de
valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de
valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno
comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia

9. envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con
cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado
de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad
hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno
tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón
ocupado anteriormente conduce a una desigual participación.
Los Dipolos
Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo
alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de oxígeno
de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa
en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula
desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la
molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. El
dipolo de agua está representado por una flecha en la animación (ver más arriba)
en la cual la cabeza de la flecha apunta hacia la parte densa final (negativa) del
electrón del dipolo y el otro electrón se encuentra cerca de la parte delgada final
(positiva) al otro lado de la molécula.
Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el
enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:
Si la diferencia de electronegatividades es mayor
que 1.7
= se formará un enlace iónico
Si la diferencia de electronegatividades es mayor el enlace formado será covalente
que 0.5 y menor a 1.7
= polar
Si la diferencia de electronegatividades es el enlace será covalente puro (o
menor a 0.5
= no polar).
EJEMPLOS:

10. ¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una
Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia de
electronegatividades será:
- 2.2 = 1.24
1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.
Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar
Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de:
(a) BeCl2, (b) BCl3.
Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen
una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completa
ocho electrones en la capa de valencia.
(a) Los electrones de valencia y con Cl (3s2
la estructura de lewis será:
asociados con Be (2s2) son: 3p5) son:
El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción a
la regla del octeto.
y con Cl
(b) Los electrones de valencia la estructura electrónica o de
(3s2 3p5)
asociados con B (2s2 2p1) son: Lewis será:
son:

11. El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla del
octeto
Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de
hidrogeno gaseoso, HCl.
Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia:
El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así,
el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza la
configuración del gas noble.
EJERCITACION DE CONCEPTOS
ACTIVIDAD 3
1. Valiéndose de la lista de electronegatividades que aparece en la tabla:
a) Ordene los siguientes enlaces según aumenta su polaridad
Be – Cl , C – I, Ba – F, Al – Br, S – O, P – Cl, y C – O
b) ¿son iónicos algunos de estos enlaces? Por que.
2. Con base en los datos que aparecen en la tabla resuelva:
a) Ordene los siguientes enlaces según aumenta su polaridad:
P–S; P – Cl ; Si – Cl ; Si – F; k – F ; Na – Br ; Ge – O ; Li – S ; C – I
b) Marque los extremos positivos y negativos con los símbolos d+ y d- .
c) De acuerdo con los datos de electronegatividad, ¿Cuáles enlaces son
iónicos?
d) ¿son no – polares algunos de estos enlaces?
3. Realiza la estructura de lewis de para los elementos representativos.

12. 4. Compare las diferencias de electronegatividad: a) entre los átomos que forman
enlaces iónicos; b) entre los que forman enlace covalente polar y c) entre los
que forman enlaces covalentes con carácter no iónico.
5. Represente la estructura de lewis de los siguientes compuestos y los elementos
representativos:
O2 , Cl2 , SO2 , SO3 , HNO3 , H2 SO4 , H3PO4
6. Ordena los siguientes elementos según su electronegatividad de mayor a
menor.
Fósforo, Magnesio, Azufre, Bromo, aluminio, Hierro, Litio, Cesio, Neón, Fluor y
Oxigeno.
7. ¿Qué porcentaje de enlace iónico y de enlace covalente encuentra para los
siguientes compuestos:
CO2 , NaCl, SO2 , KBr, KMnO4 , H2SO3 , F2 , Ca3(PO4)2 , Cu3(SO4)2
8. Teniendo en cuenta que el enlace iónico o electrovalente se forma se forma con
elementos muy electronegativos y elementos muy electropositivos, indica si es
posible este tipo de enlace entre los siguientes pares de elementos:
a. Magnesio y Oxigeno b. Cloro y Bromo c. Potasio y Oxigeno d. K y Ca
9. De acuerdo con la representación hecha para el enlace entre sodio y el cloro,
haz un esquema para el enlace entre el potasio y el bromo. Explica el tipo de
enlace.
10. Esquematiza el enlace entre el cloro y el magnesio (MgCl2). ¿A que clase de
pertenece?
11. Con base en la tabla de electronegatividades, escriba los tres elementos
más electronegativos y los tres menos electronegativos.
12. Elabore un esquema que represente la clasificación de los enlaces
químicos, teniendo en cuenta la diferencia de electronegatividades. ¿En qué
casos se presenta la mayor diferencia de electronegatividades?
13. Organice, en orden creciente, los siguientes átomos, teniendo en cuenta su
electronegatividad: H, Zn, Sn, Po, F, Pt, Co, Sb, Sr.
14. Organice, en forma creciente, los siguientes enlaces, de acuerdo con su
polaridad: N - N, Hg - Cl, Cd - O, K - I, O - O, V - O, Cd - Cl, Al – I,
Bi - O, H - H.

13. 15. Escriba las estructuras de Lewis para los átomos de los elementos
correspondientes a los grupos principales del período 6.
16. De acuerdo con la regla del octeto, determine, para los siguientes átomos,
cuántos electrones podrían ganar o perder cada uno. Especifique cuáles
tienden a ganar y cuáles a perder electrones: Ra, Bi, Se, C, Ga, I, Br, S. Rb
y O.
17. Escriba los aniones o cationes, con su respectiva carga, de los iones
presentes en los siguientes compuestos: KBr, CaCI 2, GaF3, FeS, K20,
LiBr, Ca3P2.
18. ¿Qué diferencias fundamentales se presentan entre un enlace iónico y uno
covalente?
a. ¿Por qué hay transferencia de electrones entre átomos con gran
diferencia en su electronegatividad?
19. Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones: Na +, F-, O-2
20. De los siguientes compuestos, establezca cuáles son iónicos y cuáles
covalentes: BaF 2, KF, Li2S, SrS, PbS, CH 4. Explique por qué.
21. ¿Qué diferencia existe entre un enlace covalente coordinado y el normalmente
llamado enlace covalente?
22. ¿Qué se entiende por regla del octeto? Dé un ejemplo.
23. Explique la formación del iòn PH4 + a partir del PH3, el H+ y el concepto de
enlace dativo.
24. En las siguientes fórmulas, algunos átomos no cumplen con la regla del octeto.
Mediante la fórmula de Lewis, establezca cuáles átomos cumplen con el
octeto y cuáles no: SiCl4, NO, NO2, Cl2O, PF5.
25. Explique por qué el calcio, al perder dos electrones, forma el catión Ca+ 2. De la
misma manera, explique por qué el azufre, al ganar dos electrones, forma el
anión S-2.
26. Explique por qué el enlace en la molécula de BaCl2 es no polar, a pesar de
que el enlace BaCl lo es.
27. Entre los compuestos iónicos o covalentes, ¿cuáles presentan mayor energía
de enlace y por qué?
28. De los compuestos NaF, NaCl, HCI, ICl, NaH, ¿cuáles presentan mayor
energía de enlace y por qué? B. ¿Qué se entiende por momento dipolar?

14. 29. Explique la formación del enlace de hidrógeno en los siguientes compuestos:
H2O, NH3, HF.
30. Responda las siguientes preguntas:
a. ¿por qué la regla del octeto no es suficiente para explicar los enlaces
químicos?
b. ¿Cuáles son las teorías cuánticas del enlace`?
c. ¿Cómo explica la teoría de los orbitales moleculares la formación de un
enlace químico?
d. Según la teoría de electrones de valencia, ¿cómo se explica la formación de
los enlaces químicos?