Enlaces Químicos

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Introducción 
Enlace iónico 
o e)ectrovalente
Enlaces Químicos 
Una vez que se establecieron la teoría nuclear del átomo 
(Rutherford) y la estructura del átomo de hidrógeno (Bohr), 
la ocasión fue propicia para explicar el enlace químico. Sin 
lugar a dudas, aun antes de que se establecieran los principios 
de la estructura atómica, Kossel y Lewis, en forma indepen­
diente, adelantaron que los elementos al reaccionar, tienden a 
adquirir las configuraciones electrónicas estables de los gases 
nobles. Mientras que el trabajo de Kossel estaba dirigido princi­
palmente a explicar la naturaleza del enlace en los electrólitos 
( enlaces electrovalentes o iónicos), el de Lewis consistió en el 
desarrollo de una teoría que explicara el enlace de los no elec­
trólitos ( enlaces covalentes). Todos los refinamientos moder­
nos pueden retrotraerse a dos importantes artículos de investi­
gación publicados independientemente en 1916. 
Aunque se ha establecido que los gases nobles kriptón y 
xenón pueden ser inducidos a fonnar enlaces químicos, aún 
es cierto que el grupo de los gases nobles se combinan con 
mayor dificultad que los demás elementos. Por tanto, es razo­
nable suponer que la naturaleza poco reactiva de este grupo 
de elementos se debe a sus configuraciones electrónicas ( con 
excepción del helio, todos tienen en su capa más externa 8 
electrones). Kossel señaló que un átomo de un metal alcalino 
podía adquirir esta supuesta configuración electrónica estable 
por la pérdida de un electrón y un halógeno, al ganarlo. El 
consideró la reacción hipotética de un átomo de sodio con uno 
de cloro como una transferencia completa de un electrón del 
átomo de sodio a un átomo de cloro: 
Na (2.8.1) + CI (2.8.7)- Na+ (2.8) + 
configuración 
electrónica 
del neón 
CI- (2.8.8)
configuración
electrónica
del argón
Las especies cargadas resultantes son iones, los cuales se man­
tienen unidos por atracción electrostática; se dice que el enlace 
es electrovalente o iónico. 
Los compuestos electrovalentes son formados por los me­
tales más reactivos, por ejemplo, los de los Grupos lA y 2A 
de la Tabla Periódica, y los no metales más reactivos, por 
ejemplo, los de los grupos 6B y 7B. Los siguientes son algu­
nos ejemplos más: 
Ca (2.8.8.2) + O (2.6)------ Ca2+ (2.8.8) + 
configuración 
electrónica 
del argón 
02- (2.8)
configuración
electrónica
del neón
LÁMINA 2. Modelo que 
represent:a la estructura 
del cloruro de sodio, 
Las esferas peque-r1as 
caracterizan a.l ion Na+ 
y las mayo-res al iJcm Cl"·, 
Nótese que cada ion ti.ene 
un número de coordinación de 6 
( Cortesía de Cat.alin 
Llmited, Waltham Abb,iy) 
2K(2.8.8.l) + S (2.8.6)--- -+ 2K 1 (2.8.8) + S2 • (2.K8)
configuración configuración 
Li (2.l) 
electrónica electrónica 
del argón del argón 
+ F (2.7)- --+ Li+ (2) + 
configuración 
electrónica 
del helio 
F - (2.8) 
configuración 
electrónica 
del neón 
En la notación moderna, el último ejemplo puede representarse 
como: 
Li (ls22,1) + F (ls"2.,'2p')-� Li+ (Is') + F (ls'2s•2p•) 
Los compuestos electrovalentes existen como cristales do­
ros de altos puntos de fusión, con iones de carga opuesta dis­
tribuidos simétricamente ( Pág. 100); así, un examen del cloruro 
de sodio con rayos X indica que cada ion sodio está rodeado 
por seis iones cloro equidistantes y que carla ion cloruro lo está por 
seis iones de sodio equidistantes. Las posiciones reales de 
los iones en nn cristal están determinadas por sus cargas y 
sus tamaños relativos (Pág. 100). En ningún sentido puede de­
cirse qne existe una molécula simple de un compuesto e'.cc-
76 
Enlace covalente 
trov.alente, por ejemplo; Na+Cl- simplemente representa la 
fórmula empírica del cloruro de sodio, el cristal es una molécula 
gigante o macromolécula. 
Un enlace electrovalente se forma por la transferencia de 
uno o más electrones de un átomo a otro de manera que los 
iones que se producen adquieren las configuraciones de alguno 
de los gases nobles. Lewis intuyó que en las moléculas simples 
tiene que operar otro tipo· de enlace y sugirió que los electro­
nes podían ser compartidos en pares de modo que puede decir­
se que cada átomo adquiere la configuración estable de un gas 
noble. Considérese al átomo de cloro el cual tiene siete elec­
trones en su capa más externa; si cada átomo suministra r un 
electrón y lo comparten igualmente, entonces cada átomo de 
cloro puede adqtúrir una porción de ocho· electrones--o como 
en ocasiones se dice, completa un octeto. 
.. .. .. .. 
: Cl • + • Cl : - : Cl : Cl:.. .. .. 
< � 
El compartir dos electrones,· donde cada átomo aporta un elec­
trón,. constituye un enlace covalente sencillo; éste comúnmente 
se representa con una linea que une a los dos átoll)os. Por 
ejemplo, la molécula de cloro puede representarse como: 
-Cl:-Cl
El átomo dtt oxígeno tíéne seis electrones en su capa más 
externa; y'fa molécula de oxígeno, 02, por compartir cuatro 
electrones, pueé:h! • considerarse • que adquiere una- configuración 
electrónica estable, en la que cada átomo contribuye con dos 
electrones. Los átomos de . oxígeno están unidos rp.utuamente 
por un enlace covalente doble y éste se representa con dos 
lineas: 
o o o
Análogamente, la moléculá" de nitrógeno contiene un triple 
. enlace, el éual' involucra compartir seis electrones, tres por 
cada átomo de nitrógeno: 
Cuando _los dos átomos unidos por enlaces covalentes son 
distintos, los electrones no se comparten en igual forma. Por 
ejemplo, en el cloruro de hidrógeno, el átomo de cloro tiene 
una mayor afinidad por los electrones que el de hidrógeno y 
el par de electrones que constituye el enlace covalente sencillo 
se halla más desplazado hacia el átomo de doro. Se dice que la 
molécula posee un dipoló eléctrico y éste es el responsable de 
que la molécula tenga un punto de ebullición mayor que si 
no estuviera presente. 
77 
XX �X 
H·+•Cl -H�CI: 
XX XX 
o H-Cl
Coordinación o enlace 
covaJente dativo 
Para indicar la presencia de un dipolo eléctrico en una mo­
J + c)­
}écula, se utiliza, con fr<;lcuencia, la notación A-B , por 
«5+ .,_ 
ejemplo, H-Cl. 
Tres ejemplos más de compuestos covalentes son: 
XX X • H 
2H. + xQx ---+ :o: 
XX 
X . H 
molécula de agua 
XX � H 
3H • + xN x - :N � H 
·C· +
X 
;' H 
molécula de amoníaco 
o 
/H 
o N-H
o 
molécula de dióxido de carbono 
Los compuestos covalentes anteriores existen en forma de 
moléculas discretas con una ligera fuerza de atracción entre 
ellas. Esto es una realidad para muchos compuestos covalentes 
y explica por. qué muchos de ellos son gases, líquidos volátiles 
o sólidos que funden fácilmente. Sin embargo, hay algunas
moléculas gigantes o macromoléculas, por ejemplo el diamante
y el dióxido de silicio, en las cuales hay enlaces covalentes
direccionales difundidos en toda la estructura. Los compuestos
de este tipo son, por supuesto, sólidos con altos puntos de fu­
sión y ebullición.
Este enlace es similar al covalente, excepto que en este 
caso un solo átomo suministra los dos electrones que se com­
parten. Este está presente· en �1 complejo estable BC13 NHa, • 
constituido por trifluoruro de boro y amoníaco. El átomo de 
nitrógeno de la molécula de amoníaco contiene dos electrones 
que no forman enlace ( un par de electrones no compartido), 
en tanto que el átomo de boro de la molécula de trifluoruro 
de boro posee dos electrones menos que el octeto estable ( un 
ejemplo de un compuesto que no obedece la regla del octeto). 
Por tanto, puede el octeto completarse:
o 
H 
1 
H-N�
1
H
H CI H Cl 
X• X• )(• X• 
H;N; + B�CI-H;N�B�Cl
• •X •x • X •X 
H CI H CI 
CI H CI 
1 1 1 
+ B-CI-H-N-+B-Cl
1 1 1 
CI H CI 
o 
H CI 
1 + 1H-N-B=-Cl
1 1 
H CI 
Un enlace coordinado se representa por una flecha con la 
punta dirigida al átomo receptor o por una linea simple con 
78 
Enlace metálico 
F'IG. 1. Empaquetamiento com­
pacto de esferas en dos dimen­
siones 
una carga negativa sobre el átomo receptor y otra igual pero
de carga opuesta sobre el átomodonador. 
Otros ejemplos de compuestos que contienen enlaces coor­
dinados son el monóxido de carbono y el ácido nítrico
X X 
X 
o" 
o C'!:0
+ 
o C = 0 monó.xido de carbono
XX o 
X 
H; O� N 
e+ x 
XX o 
1'
0 
o H-0-N
�
+/
º 
O H-0-N ácido nÍtrico 
�o+ 0: 
XX 
El cloruro de amonio, NH4+Cl-, es un compuesto electro­
valente y puede considerarse que su obtención de cloruro de
hidrógeno y amoníaco involucra la formación de un enlace
coordinado, por tanto:
•X X X • X X X • • X X X 
H -- � H j t H �+ 
H�N; + H�Cl�- H�N�H�Cl� - H!'N�H + �Cl� 
x• XX X• XX X• XX 
H H H 
Estado Estado &tado
inicial intermedio final
La completa -pérdida o ganancia de electrones ( electrova­
lencia) y el <::ompartir electrones ( covalencia o covalencia da­
tiva) para adquirir la configuración de un gas noble, son teo­
rías muy útiles para explicar la formación de enlaces entre 
átomos metálicos y no metálicos (por ejemplo, como en el 
cloruro de sodio) y entre muchos átomos no metálicos ( por 
ejemplo, como en el" nitrógeno y el agua, etc.). Sin embargo, 
estas teorías no explican los enlaces fuertes que se forman entré 
los átomos metálicos.
El análisis de rayos X muestra que los átomos de muchos 
metales tienden a empacarse lo más compacto posible en tres 
dimensiones y que se asemejan mucho a la forma en que se 
acomodarían por agitación unas canicas en una caja. En la Fig. 
1 se muestra el empaquetamiento compacto ·-de esferas en dos 
dimensiones.
Este modelo físico de la estructura metálica explica muy 
adecuadamente dos propiedades, la maleabilidad y la ductibi­
lidad, ya que es sencillo advertir que los átomos alteran sus 
posiciones, si se piensa que se deslizan unos sobre otros cuan­do 
se someten a un esfuerzo o tensión. Si se supone que cada átomo 
del cristal esparce sus electrones de valencia y que es­tos 
electrones '1ibres" "unen" a los iones positivos ( en este aspecto se 
asemejan algo al enlace metálico y la electrovalen­cia, tal como 
se muestra en dos dimensiones en el diagrama de la Fig. 2).
Las elevadas conductividades térmicas y eléctricas de los 
metales se deben a la -presencia de electrones '1ibres" los cuales 
pueden moverse por toda la estructura cuando se ponen en 
contacto con una fuente eléctrica, puesto que el electrón es
79 
Factores energéticos 
de la formación de un 
compuesto electrovalente 
Na+ c1- Na+ c1-
CI- Na+ CI- Na+ 
Na+ c1- Na+ CI-
c1- Na+ CI- Na+ 
e e e 
M2
+ 
e M2
+ 
e M2
+ 
e
e e e 
M2
+ 
e M2+ e M2
+ 
e
e e e 
M2
+ 
e M2
+ 
e M2
+ 
e
Mh = 2- ion metálico divalente 
e = electrón 
bastante pequeño comparado con los huecos entre los iones 
positivos. 
-considérese la reacc1on del sodio con el clor0¡ el experi­
mento indica que se desprenden 410.9 kJ de calor cuando se 
forma un mol de cloruro de sodio a partir de sodio sólido y
cloro gaseoso a 25ºC y 1 atmósfera de presión. 
Na(s) + ½CI2(g)- Na+CJ-(s) 11H = .:_410.9 kJ/mol 
(la energía disipada se indica con signo negativo, esto es, 
t:i.H es negativo, la energía absorbida ostenta signo positivo, 
esto es, AH es positivo). 
La reacción puede llevarse a cabo en varias etapas hipo­
téticas, y cada una de ellas involucra un cambio de energía 
como se describe en seguida. La suma algebraica ae los cam­
bios energéticos individuales debe ser igual al valor experi­
mental (principio de la conse11vación de la energía). 
Conversión del sodio sólido en átomos de sodio gaseoso 
Se requiere energía para romper la red cristalina del sodio. 
Esta se llama energía de sublimación, S, y es la energía nece­
saria para convertir un mol de sodio sólido en átomos de so­
dio gaseoso. 
Na(s) - Na(g) S = + 108.7 kJ/mol 
Eliminación del electrón de valencia del átomo de sodio para 
formar un ion de sodio 
La energía para lograr esto es la primera energía de ioniza­
ción, I ( Pág. 62). 
Na(g) - Na+(g) + e l = +493.8 kJ/mol
Disociación de la molécula de cloro en átomos 
Se requiere energía para romper el enlace covalente. La 
energía de disociación, D, es la energía que se necesita para 
convertir un mol de moléculas de cloro en dos moles de áto­
mos de cloro en su estado de más baja energía. Para obtener 
un mol de átomos de cloro se precisa la mitad de la energía 
de disociación, D/2. 
½Cl2(g) - Cl(g) 
80 
D¡2 = + 120·9 kJ/mol de átomos de cloro 
FIG. 3. Balance energético de 
la• formación del cloruro de 
sodio a 25 º C y 1 atmósfera
de presión 
Adici6n de un electrón al átomo de cloro para -producir un ion 
clomro 
Este proceso es exotérmico para el cloro. La energía invo­
lucrada en la adición de un electrón a un átomo de un ele­
mento se llama afinidad electrónica, E. 
Cl(g) + e - CI-(g) E = -379,5 kJ/mol 
Acercamiento de los iones cloro y sodio para formar el cloruro 
de sodio sólido 
En este procese se libera energía, la cual se conoce como 
energía reticular, U. 
U = - 754.8 kJ/mol 
El cambio energético total de la reacción completa AH t es, 
por tanto: 
liHi = ( + 108.7 + 493.8 + 120.9 - 379.5 - 754.8) kJ/mol 
= -410.9 kJ/mol 
( por la ley de la conservación de la energía, AH t debe ser igual 
a .AH). 
Los cambios energéticos individuales involucrados en esta 
reacción se señalan en la Fig. 3. 
+800 
+700
+600 
+500
Na'(g)+e+CI( ) 
/,: +493,SkJ 
+400 
J +300. Na(g)+CI (g) 
; +200 
-100
-200
E=-379.5kJ 
Na•(g) +Cl-(g) 
-----.--
�H=-410·9kJ 
-300 
-400
-500 
Na .. Cl-(s) 
(Edo. final) 
Un compuesto puede considerarse electrovalente si el calor 
de formación calculado -suponiendo una estructura electrova­
lente- es altamente ex<'térmico. De otro modo, es más favo­
rable, en términos energéticos, una estructura que involucre 
enlaces covalentes, como se advierte con claridad en la Fig. 
3, los tres términos más importantes que deciden si se trata 
81 
Fm. 4. Balance energético
de la formación del óxido de 
magnesio a 25 º C y 1 atmósfera 
de PTesión 
de un compuesto covalente son: la energía de ionización, la 
afinidad electrónica y la energía reticular. 
Se considera que se forma un compuesto covalente cuando: 
(a) la energía de ionización de un átomo es relativamente
baja,
(b) la afinidad electrónica del otro átomo es "alta" (única­
mente los átomos que originan aniones monovalentes li­
beran energía; "alta" significa '1o menos endotérmica po­
sible").
( c) la energía reticular es elevada.
Con mucha frecuencia, la energía reticular es el factor de­
terminante. Considérese la reacción altamente exotérmica del 
magnesio con el oxígeno a 25°C y 1 atmósfera de presión: 
Mg(s) + J02(g)-- Mg2+Q2-(s) t!.H = -609·9 kJ/mol 
Los términos energéticos de esta reacción se muestran en la 
Fig. 4. 
Como puede observarse en la Fig. 4, todos los términos 
son endotérmicos, excepto el de la energía reticular cristalina, 
y la elevada energía reticular del óxido de magnesio es la razón 
primordial del porqué este compuesto es electrovalente. 
En este punto es pertinente hacer la pregunta: ¿Por qué 
la fórmula del óxido de magnesio es Mgz+02- y no Mg+O-? Es 
claro, que se requiere menor energía para ionizar un electrón 
·del átomo de magnesio que dos; en forma semejante, la ener­
gía necesaria para adicionar un electrón al átomo de oxígeno
es menor que la que correspondería a dos, puesto que las car-
82 
+3600 �
Mg2+(g) +02-(g) 
+3200
E= 
+744·7kJ
+2800 -
Mg2+(g) + 2e+0(g) 
+2400 -
U=-3933kJ 
'a"+2000 -
] +1600 >- '=+2 1 78kJ 
., 
'9 +1200 - 1 " 1 
= 
i +800 -
! 
_ Mg(g)+0(g) 
' 
+400 
Mg(g) +¼02(9) 
�0/2=+247·7kJ
Mg(s) +½02(A) 
o ♦S=+152·7kJ (Edo. inicial) 
-400-
�H=-609·9kJ 
-aoo-
. , 
Mg2+02-(s) 
(Edo. final) 
Características distintivas 
de los compuestos 
electrovalentes y covalentes 
gas negativas se repelen mutuamente. En efecto la adición del 
primer electrón es un proceso exotérmico: 
O(g) + e - O-üú 
O(g) + 2e - O2-(g) 
E'= -121 ·7 kJ/mol 
E'= + 744·7 kJ/mol • 
El factor decisivo debe ser el término de alta energía reticular 
esto es, la energía reticular de la estructura Mg2+(}2- debe ser 
mucho mayor que la de la estructura hipotéticaMg+O-, una 
consecuencia del hecho de que la fuerza de atracción de los io­
nes cte cárga opuesta aumenta con la magnitud de la carga que 
sustentan. También los iones Mg2+ y 02- son de menor tamaño
que los Mg+ y O-, lo cual incrementa la fuerza de atracción.
La electrovalencia y la covalencia son los dos extremos del 
enlace químico; consecuentemente, muchos compuestos tienen 
enlaces de carácter intermedio. Por tanto, cuando un par de 
electrones no es compartido igualmente por dos átomos enla­
zados de un compuesto covalente, aparece una cierta cantidad 
de carácter iónico, por · ejemplo, el cloruro de hidrógeno está 
b+ J-
polarizado en el senµdo H-Cl. Cuando un compuesto se descri- 
be como electrovalente_ o covalente el término intenta dar la 
idea de que el enlace es predominantemente de un cierto tipo. 
En los siguientes incisos se tratarán los rasgos distintivos 
más importantes entre los compuestos electrovalentes y los co­ 
valentes. Como en todas las clasificaciones de los temas de 
química, existen muchas excepciones. 
Estructura 
. Los compuestos covalentes contienen enlaces con propieda­
des direccionaJes y todas fas moléculas poseen una forma defi­
nida. Las moléculas mismas son, con frecuencia pequeñas y 
sus atracciones intermoleculares muy reducidas (fuerzas de 
van der Waals; en consecuencia, las mo­ léculas pueden 
separarse con facilidad; así, los compuestos co­valentes son, 
por lo regular, gases, líquidos o sólidos de baja consistencia. 
No· obstante� existe un gran número de excepcio­nes, por 
ejemplo, el diamante y el dióxido de silicio los cuales son 
moléculas gigantes con enlaces com­
pletamente covalentes en toda la estructura cristalina. 
Los compuestos electrovalentes existen como sólidos • quebra­
dizos de altos puntos de fusión, en los cuales se manifiesta una 
distribución simétrica de los iones en el cristal. La distribución 
de los iones en el cristal la -determinan la magnitud de sus car­
gas y sus tamaños relativos. La naturaleza quebradf� - za de los 
cristales iónicos se advierte fácilmente con los modelos de la Fig. 
5. 
Puesto que en un compuesto electrovalente ningún ion está 
asociado a otro de carga opuesta, el enlace no es direccional. 
No existe tal entidad corno molécula simple, a menos que todo 
el cristal se considere como una molécula gigante. 
83 
FIG. 5. Representación 
bidimensional de 
un s6licfu iónico que 
experimenta fractura 
Fuerza 
córtante 
Repulsión 
-
1 
Fractura 
E) Catión metálico 
0 Anión no metálico 
• Conductividad eléctrica
En general, los compuestos covalentes son no electrólitos. 
Sin embargo, se encuentra que algunos son conductores si se 
disuelven en disolventes polares, por ejemplo, disolventes de 
constante dieléctrica elevada como el agua. El cloruro de hidró­
geno es un gas covalente típico que se disuelve en agua. un 
líquido covalente típico, para producir una solución conductora. 
La razón de esto, es que el enlace covalente de la molécula de 
cloruro de hidrógeno se rompe a causa · de la interacción quí­
mica con el agua, por tanto: 
o 
", • XX [ , , XX� 
o· + H � Cl� ___,. H-O: H � e,:
/ •' XX 
I 
XX 
H 
H 
estado estado 
inicial intermedio 
H
2
0 + HCI - H
3
0+ + Cl-
ion hidro.xonio 
estado 
final 
;éb 
XX 
Los compuestos electrovalentes son electrólitos cuando se 
funden o en solución, ya que los iones, rígidos en el sólido, 
adquieren movilidad. 
Solubilidad 
Muchos compuestos covalentes son solubles en agua, los 
iones separados se hallan rodeados de moléculas de agua ( un 
proceso llamado hidratación). Por tanto, al considerar la diso­
lución de un eléctrólito A+B- en agua, la eual está polarizada 
en el sentido: 
84 
El extremo negativo del dipolo del agua se orienta hacia el 
catión A+ y el positivo, hacia el anión B-. El catión hidratado 
puede representarse como: 
H
....___,_ /
H 
H 0.S- H 
\,;- ,;_/ 
O A+ O 
I J- "'-
H O H 
H/ ""--H
La hidratación es un proceso exotérmico ( se forman enlaces 
químicos débiles), la energía disipada se conoce como energía
de hidratación. Esta energía liberada ayuda a compensar la 
gran energía reticular que debe absorberse durante el proceso 
de separación de los iones del cristal. Los compuestos electro­
valentes, como el sulfato de bario, el cual es virtualmente inso­
luble en agua, poseen elevadas energías reticulares, esto es, la 
gran cantidad de energía que debe absorber el cristal para 
separarse en iones no compensa de ningún modo la energía 
liberada cua_pdo los iones se hidratan. 
Los compuestos electrovalentes son insolubles en disolventes 
no polares, como el benceno y el tetraclorometano, ya que existe 
muy poca o ninguna interacción entre las moléculas del disol­
vente y los iones. 
Los compuestos covalentes son solubles en disolventes no 
polares. Aquellos .que se disuelven en compuestos polares como 
el agua, lo hacen ya sea. con un • cambio en su estructura quí­
mica, por ejemplo, la ionización del cloruro, de hidrógeno, o 
bien porque tanto el soluto como el disolvente contienen agru­
pamientos químicos semejantes; por ejemplo, el etanol es com­
pletamente soluble en agua y esto de manera principal se debe a 
que ambos compuestos contienen grupos hidroxilo, OH, que 
pueden interactuar. 
Naturaleza de sus reacciones 
Las reacciones de los compuestos electrovalentes en solución 
acuosa, en .las cuales intervienen sus iones hidratados, son 
virtualmente instantáneas, de_bido a que no tienen que romperse 
enlaces químicos; por ejemplo; todos los cloruros iónicos reac­
cionan con las sales de plata en solución acuosa dando lugar 
a un precipitado de cloruro de plata: 
Ag+ + Cl- -- AgCl 
La mayoría de los compuestos covalentes, y en particular 
los orgánicos, reaccionan mucho más lentamente, a causa de que 
deben romperse enlaces químicos y además deben formarse 
otros nuevos. 
85 
Electrovalente o covalente 
- concepto de
electronegatividad
La electronegatividad es la medida del poder de un átomo 
para atraer electrones; ésta ·involucra dos términos, la energía 
de ionización y la afinidad electrónica. Mulliken definió la 
electronegatividad como la media aritmética de la primera ener­
gía de ionización y la afinidad electrónica de un átomo. La 
definíción de Pauling es un poco diferente y sus valores 
de electronegatividad se encuentran en la Tabla A. Al flúor, 
el elemento más electronegativo, se le da un valor arbitrario 
de 4.0, y los demás elementos se refieren a éste. 
Tabla A Valores de electronegatividad de Pauling de algunos 
elementos 
[TI 
1 
Li Be B e N o F 
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 40 
Na Mg Al Si p s CI 
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 25 3.0 
j 
K Ca - Ge As Se Br i 
0.8. 1.0 1.7 2.0 2.4 2·8 
Rb Sr -- Sn Sb Te I 
0.8 1.0 1.7 1.8 2.1 2.4 
' 
Cs Ba 
0.7 0.
9 1 
Como puede advertirse en la Tabla A, la electronegatividad 
disminuye al recorrer verticalmente un grupo particular. Esto 
se debe a que el átomo crece en forma progresiva y los elec­
trones internos debilitan la atracción entre el núcleo positivo 
y los electrones periféricos. La electronegatividad crece a través 
de un periodo particular, puesto que el incremento progresivo 
de la carga nuclear, ejerce un efecto de contracción sobre las 
capas electrónicas (los electrones de un mismo periodo residen 
en la misma capa). 
Un enlace constituido por dos átomos de electronegativida­
des semejantes será esencialmente covalente. El incremento de 
la electronegatividad de un átomo causará que ese átomo tenga 
mayor control del par de electrones del enlace, esto es, el 
enlace covalente será polar. Un mayor incremento de la elec­
tronegatividad aumentará la polaridad del enlace, hasta que 
finalmente el par de electrones resida en uno de los átomos, 
o sea, se habrá formado un enlace electrovalente; por tanto:
A:X 
enlace 
covalente 
¿;.¡. ¿; .. 
A:Y 
enlace covalente 
polar 
A+ :z­
enlace 
electrovalente 
las electronegatividades 
X<Y<Z. 
de los átomos aumentan en el orden 
86 
Compuestos electrovalentes 
que violan la regla 
delocteto 
Ahora se aclara.por qué los elementos de los grupos lA y 
2A reaccionan con los de los Grupos 6B y 7B para formar 
esencialmente compuestos electrovalentes, el fluoruro de cesio, 
Cs+F-, será el compuesto "más iónico". Por otro lado, la reacción 
entre los no metales da lugar a enlaces básicamente covalentes. 
La razón de por qué el fluoruro de aluminio AJ3+(F-)3 es un 
compuesto electrovalente, en tanto que el cloruro de aluminio, 
Al2Cl6, es covalente, se debe probablemente a que el átomo de 
flúor es más electronegativo que el de cloro. Una explicación 
en términos de la energía reticular podría ser la siguiente: 
puesto que el ion fluoruro es más pequeño que el ion cloruro, 
la energía reticular de la estructura cristalina Al8+(F-)a debe 
ser mayor que la de una estructura semejante Alª+(Cl-) 3 , en 
virtud de la significativa proximidad de los iones de carga 
opuesta ( los demás rasgos son iguales). En este ejemplo, las 
dos explicaciones prácticamente conducen a lo mismo, ya que 
el átomo de flúor es más electronegativo que el de cloro a causa 
de su pequeño tamaño y, en consecuencia, produce un anión 
más pequeño. 
Los no metales que forman iones negativos (aniones), lo 
logran mediante la ganancia de suficientes electrones de los 
átomos metálicos, para adquirir la configuración electrónica 
de un gas noble. Las siguientes son algunas de tales estruc­
turas: 
Nª-, 02-, F- (Estructura del neón 2.8) 
s2-, CI- (Estructura del argón 2.8.8) 
Se2-, Br (Estructura del kriptón 2.8.18.8) 
Te2-, I- (Estructura del xenón 2.8. 18.18.8) 
Muchos cationes· simples también poseen las estructuras de 
los gases nobles, por ejemplo, los que forman los metales 
de los Grupos lA y 2A. Existen, sin embargo, bastantes ca­
tiones cuyas estructuras electrónicas. no concuerdan con las de 
los gases nobles. Las siguientes tres clases son manifiestas. 
Cationes con 18 electrones en su capa más externa 
Ejemplos de cationes que sustentan esta configuración son 
los iones monovalentes del cobre y de la plata, y los divalentes 
del zinc, cadmio y mercurio. Las configuraciones 
electrónicas de sus átomos y iones se muestran en la Tabla B 
: 
Tabla B Ejemplos de cationes con 18 electrones en su capa más 
externa 
87 
Atomos 
Cu(2.8.l8.l) 
Zn (2.8.18.2) 
Ag(2.8.18.18.I) 
Cd (2.8.18 .18:2) 
Hg (2.8.18.32.18.2) 
Iones 
Cu+ (2.8.18) 
• Zn2+ (2.8. 18)
Ag+ (2.8.18.18)
Cd2+ (2.8.18.18)
Hg2+ (2.8.18.32.18)
Cationes eon dos electrones en su capa más extema 
precedida por una con 18 electrones 
Ejemplos de cationes con esta configuración son los del 
talio, plomo y bismuto, TI+, Pb2• y Bi3+, respectivamente 
(Tabla C ). La subcapa más externa contiene dos electrones ( 
electro­nes s ), los cuales no se utilizan con propósitos de 
valencia y se conocen como el "par inerte". El efecto del 
par inerte, es una característica de la química de los 
metales más pesados de los Grupos 3B, 4B y 5B, y se 
discutirá más adelante. 
Tabla C Ejemplos de cationes con dos electrones en su capa más 
externa 
Atomos 
TI (2.8.18.32.18.3) 
Pb (2.8.18.32.18.4) 
Bi (2.8.18.32.18.5) 
Iones 
TI+ (2.8.18.32.18.2) 
Pb2+ (2.8.18.32.18.2) 
Biª+ (2.8.18.32.18.2) 
Cationes de los metales de transición 
y de transición interna 
En los metales de transición, es posible encontrar cationes 
que tienen de 9 a 1 7 electrones en su capa más externa. Por 
ejemplo: 
V2+ (2.8.11) Cr2+ (2.8.12) Fe2+ (2.8.14) 
V3+ (2.8.10) Cr3+ (2.8.11) Fe3+ (2.8.13) 
Ninguno de los cationes de las tres categorías precedentes 
coincide con la configuración de un gas noble. Esto puede 
advertirse por comparación de las energías de ionización su­
cesivas (kJ/mol) de un - átomo que produce un ion semejante 
al de un gas noble; por ejemplo, las del aluminio con las de 
un metal de transición corno el vanadio: 
578 811 2745 11 540 
Al - Al+ - Al2+ - Al3+ - AI4+ 
(2.8.3) (2.8.2) (2.8. l) (2.8) (2. 7) 
648 1364 2858 4634 
V--► v+-v2+-V3+-V4+ 
{2.8.13) (2.8.12) (2.8.11) (2.8.10) {2.8.9) 
Para el aluminio, es posible la fonnación del Alª+, pero la 
remoción de un cuarto electrón del ion estable, Alª+, similar 
a un gas noble, es energéticamente imposible en reacciones 
químicas. Las energías de ionización del átomo de vanadio 
muestran un incremento gradual sin ningún salto pronunciado. 
Puesto que los metales que se combinan con los no metales 
para formar compuestos electrovalentes con las configuracio­
nes de los gases nobles son justamente aquellos que no están 
tan alejados de los gases nobles en la Tabla Periódica, en 
realidad no es sorprendente que adquieran tales configurado-
88 
Compuestos eleetrovalentes 
que contienen aniones más 
complejos 
Compuestos covalentes 
que violan la regla 
del octeto 
nes. Sin embargo, como muchos cationes existentes no tienen 
relación alguna con la de los iones con configuraciones de gases 
nobles, debe evitarse la enfatización excesiva de la regla del 
octeto; fundamentalmente los cambios energéticos son más im­
portantes. 
Son muy comunes los aniones que contienen más de dos 
átomos combinados e incluyen el carbonato, el nitrito, el nitrato, 
el sulfito y el sulfato. Considérese la estructura del ion carbo­
nato, C032-. De un átomo ( o átomos) metálico deben transfe­
rirse dos electrones a dos átomos de oxígeno para dar la confi­
guración Q-(2.7), ahora puede completarse el octeto del carbono 
por la formación de dos enlaces covalentes C-0- y un enlace 
covalente doble C = O; por tanto: 
X • X X 
x o O Üx 
X X X 
X º : e o X 
X X )( 
0
x 
XX X 
o-
o o-e/ por ejemplo, como en el (Na+)2COa2-
"o-
Las estructuras de los ·otros aniones se construyen en forma 
semejante y pueden representarse, por ejemplo, como: 
O=N
f 
o- º� /o-
O==N-O- º=\ ¿:s, 
'o- o- (f o-
.. nitrito nitrato aulflto sulfato 
- y
Nótese que el átomo de azufre del ion sulfito está rodeado por 10 
electrones, y en el sulfato por 12. Los octetos pueden conservarse 
si los enlaces S ""' O se escriben como dativos, donde el azufre es 
el átomo donador. Sin embargo, existen evidencias de que la 
primera representación es la mejor para estas estructuras; esto es, 
el azufre puede expander su octeto (véase la Sec. 11). 
Aunque puede considerarse que los átomos de muchos 
elementos que forman enlaces covalentes adquieren las confi­
guraciones electrónicas de los gases nobles, por ejemplo, las 
estructuras del hidrógeno, oxígeno, cloruro de hidrógeno, agua, 
etc., existen bastantes excepciones e incluyen al BeCl2 BF3
, , 
PFs y SF6, junto con el S032 s0.2- (los cuales se mencionaron 
en la sección anterior). La teoría moderna de la valencia dirige 
su atención al apareamiento de electrones más que a la forma­
ción de octetos. Considérese el cloruro de berilio: el átomo de 
berilio tiene la configuración 1s22s2 (no tiene electrones desapa­
reados) y el átomo de cloro, la configuración ls22s22p63s23p5
( un electrón desapareado). Cuando el átomo berilio se combina 
químicamente, se consi.dera que un electrón 2s debe promoverse 
al niveJ más elevado 2p, con absorción de energía (energía 
absorbida de promoción) y cada electrón se aparea con los 
electrones desapareados de los dos átomos de cloro. 
89 
--2p-
2s -�-�� 
1 s t t f-----'---'----' 
t t 
Be (Is22s2) 
estado basal 
-<--- 2p---+ 
2s 
t 
Is t 
t t 
Be (ls22s12p
1) 
estado de valencia 
-3p--+
�--- 2p - t t f------'----'-� 
2s �-,----.--t-� 
t
y 
CI (ls22s22p
63s23p
5) 
estado de valencia 
Be ( t t ) + 2CI ( � ) --+ CI t t Be t ..¡, CI 
2 elec­
trones 
desapa­
reados 
1 elec­
trón des­
apareado 
on CI � Be ;C:Íg ºº ºº 
sólo un 
cuarteto de 
electroDe• 
La energía de promoción es menor que la que se libera por la 
formación de los enlaces con los átomos de cloro; si esto no 
fuera así, sin duda, el berilio, se comportaría químicamente 
como el gas noble helio. 
La forma_ción del trifluoruro de boro puede explicarse en 
forma semejante (los tres niveles equivalentes p se designan 
Pz, P11 Y p,,): 
B (Is22s22p
1) ---- B (ls22s12px12py1) 
estado basal estado devalencia 
1 electrón 3 electrones des• 
desapareado apareados 
F ( 1 s22s22px
22py22pz1) 
,.�tado de valencia 
1 electrón des­
apareado 
oº 00 
ºo X 
o 
B (t t t) + 3F ( t)--+ o 
3 elec­
trones 
desapa­
reados· 
1 elec­
trón 
desapa­
reado 
sólo un MXteto 
de electrones 
También el pentafluoruro de fósforo, PF 5, y el hexafluoruro 
de azufre, SF11, son compuestos en los cuales el octeto de elec­
trones alrededor del átomo central está excedido. Se aplica el 
mismo razonamiento precedente: los niveles 3d del fósforo y 
90 
Enlaces de hidrógeno y 
enlaces moleculares 
del azufre están disponibles y pueden acomodar electrones pro­
movidos desde el estado basal : 
P (1s22s22p63s23p3)- P (1s22s22p63s 13p33d1) 
3 electrones des- 5 electrone6 desaparea-
apareados dos máximo estado 
de valencia 
S (1s22s22p63s23p4)--+ S (1s22s22p63s23pª3d1)--+ S (1s22s22pª3s13pª3d2) 
2 electrones des- 4 electrones desapa- 6 electrones desaparea-
apareados reados dos máximo estado 
de valencia 
El pentafluoruro de fósforo y el hexafluoruro de azufre pueden 
prepararse debido a que la energía que se libera en la formación 
de los enlaces con el flúor, es más que suficiente para lograr 
que los átomos de fósforo y de azufre tengan 5 y 6 electrones 
desapáreados, respectivamente. 
Es interesante advertir que, mientras el fósforo tiene valen­
cias de tres y_ cinco, por ejemplo, en el PFa y PF11 y el azufre 
de dos, cuatr-0 y seis, como en el H2S, el SF. y el SF 6, el nitró­
geno está limitado a_ la valencia tres y el oxigeno a dos. Esto 
se debe a que en los elementos del hidrógeno al neón no se 
dispone de los niveles. d, esto es, los niveles d comienzan a ser 
accesibles para los átomos cpn un número cuántico principal 
n = 3 (véase la Tabla D). 
Debe puntualizarse que generalmente sólo es posible la 
promoción de electrones entre los niveles caracterizados con 
el mismo número cuántico principal, por ejemplo, 2�2p, 3s➔ 
3p-+3d, etc., son posibles ya que la energía requerida puede 
obtenerse en la reacción química. Pero, 2s➔3s o 2s➔ 3P, etc., 
son imposibles a causa de que los saltos energéticos son muy 
grandes. Una excepción se encuentra en la química de los 
metales de transición donde los niveles (n - 1 )d y ns casi 
tienen las mismas energías. 
En comparación con los enlaces electrovalentes, los cova­
lentes son mucho más. débiles; no obstante, el enlace de hidró­
. geno es de enonne importancia en bioquímica. 
. . 
Enlooes de hidrógeno 
Los puntos de fusión y ebullición de los hidruros de los 
elementos del Grupo 4B, esto es, los del carbono, silicio, ger• 
manio y estaño aumentan regularmente con el peso molecular. 
Sin embargo, los puntos de fusión y ebullición del amoníaco, 
del agua, y del fluoruro de hidrógeno son anormalmente altos 
con respecto a los hidruros correspondientes de los elementos 
del mismo grupo periódico (Fig. 6). El fenómeno se explica 
postulando la formación de enlaces de hidrógeno. 
Los átomos electronegativos·flúor, oxígeno y nitrógeno atraen 
con bastante fuerza al par de electrones que constituye el 
enlace con el átomo de hidrógeno; en consecuencia, el átomo 
de hidrógeno queda con una carga neta apreciablemente posi­
tiva. · Debido a que el átomo de hidrógeno e_s más pequeño que
91 
FIG. 6. Anormalidad 
de los puntos de fusión 
y ebullición del 
amoníaco, del agua y 
del fluoruro de 
hidrógerno 
100
o 
¡., -100 
-200 
1 
1 
1 
1 
H�O
Punto de fusión 1 1 11 
I 1 1 
1 1 
I 1 1 
I 1 1 
I 1 1 
I 1 1 1 1 
4 5 
e 
2 
Periodo No. 
Punto de ebullición 
1 1 1 
1 1 1 
1 1 1 
1 1 1 
1 1 1 
1 H2Te 
3 
H 
1
5 
SbH� 
2• 
HI 
4 
1 
1 
1 
1 
1 
1 
5 
SnH4 
los otros átomos y como su núcleo sólo está un poco proteg.ido, 
éste es capaz de atraer con fuerza razonable el extremo ter• 
minal negativo de otra molécula. El par de electrones no com­
partido -del átomo electronegativo es el que determina la fuerza 
del enlace y la orientación de este par, su dirección, por ejem­
plo, el vapor de fluoruro de hidrógeno contiene algunas mó­
léculas de (HF)5 de la forma siguiente: 
/
F
'\ 
/
F
� 
/H H \ /H H,,,, /H 
F F F 
(las líneas de puntos representan los enlaces de hidrógeno) 
En general, el enlace de hidrógeno únicamente se produce 
entre el hidrógeno y los átomos electronegativos flúor, oxígeno 
y nitrógeno. Aunque, en comparación con los enlaces químicos 
convencionales, el enlace de hidrógeno es débil, pueden for­
marse cientos de éstos entre dos moléculas adyacentes de 
proteína, con lo cual se produce un gran efecto aglutinante. 
El enlace de hidrógeno también es la causa de que las molécu­
las de celulosa se mantengan unidas en forma de fibras. 
Enlaces moleculares o de van der W aals 
La licuefacción y la eventual solidificación de los gases 
nobles se explica mediante las llamadas fuerzas de van der 
Waals (las mismas que explican las desviaciones de los gases 
del comportamiento ideal). Estas son, en esencia, fuerzas que 
operan entre dipolos eléctricos. En el caso de los gases nobles, 
Jos cuales de ningún modo presentan dipolos permanentes, se 
supone que el movimiento electrónico alrededor de un núcleo 
central puede establecer dipolos fluctuantes; las fuerzas que 
92 
Bibliografía 
Cuestionario 
se originan de esta manera deben ser, necesariamente, débiles. 
Las fuerzas de van der Waals oper:an entre moléculas indivi­
duales denominadas cristales moleculares, por ejemplo, el yodo 
(Pág. 395) y el naftaleno, los cuales se distinguen por sus 
bajos puntos de fusión. 
N. F. Hall, The Concept of Electronegativy, School Science Review, 
Núm. 161, Vol. 47, 1965. 
1 
J. H. J. Peet, the Hydrogen Bond, Education in Chemistry, Vol. 50, 833, 
1969. 
G. l. Moody y J. D. R. Thomas, Energy Relationships in Chemistry, The
Born-Haber Cycle, School Science Review, No. 173, Vol. 50. 1969.
R. S. Nyholm, The Stability of Inorganic Compounds, Cap. 3, Modem 
Chemistry and the Sixth Form, editado por D. J. Millen, Collins, 1965. 
1 Describa y explique en términos de la teoría electrónica, la estruc­
tura de los siguientes compuestos: amoníaco, dióxido de carbono, 
cloruro de amonio, sulfato de tetraaminocobre (11) monohidratado. 
Explique las diferencias en las propiedades del cloruro de hidró-
geno, el cloruro de sodio y el tricloruro de fósforo. (S) 
2 Reseñe las ideas modernas de la valencia empleando como ejemplos 
NaCl, CC1
4
, CO y K
2
S0
4 
Discuta las diferencias entre la estructura de un cristal simple 
de cloruro de potasio y la del diamante. ¿Cómo explican tales es­
tructuras las diferencias en las propiedades físicas de estas sus­
tancias? (O & C) 
3 Explique el significado de los términos covalencia y electrovalencia. 
Tomando como ejemplos al cloruro de hidrógeno, al hexacianofe­
rrato( 11) de potasio, K
4
Fe(CN)6, y al diamante:
(a) explique brevemente cómo la estructura electrónica de los
átomos que constituyen estos compuestos determina el tipo
de enlace que se forma entre ellos;
(b) discuta hasta qué punto las propiedades físicas y químicas
son función del tipo de enlace ( O & C)
4 (a) Defina los términos átomo, número atómico, número de masa.
( b) Indique los nombres, las masas relativas y cargas de las
tres partículas más importántes en química.
( c) Deduzca el número de estas partículas, en los átomos, de
las principales formas naturale.s de los elementos hidrógeno,
cloro, argón y potasio y enfatice cualquier característica
interesante.
( d) Compare las estructuras electrónicas del cloro y del cloruro
de potasio y correlacione éstas con los hechos de que uno
es gaseoso y el otro un sólido de álto punto de fusión. (JMB)
S Discuta la naturáleza del enlace metálico y demuestre cómo dicho 
enlace explica las propiedades de los metales. 
6 "La valencia de los elementos del primer renglón puede, con frecuen­
cia, describirse mediante la regla del octeto". Indique ejemplos donde 
funcione y donde no sirva esta regla. 
¿Puede aplicarse la regla a la segunda hilera de elementos? 
(Oxford) 
7 Explique sucintamentelas configuraciones electrónicas estables de 
los elementos como iones y como átomos en moléculas sencillas, y 
93 
discuta si el apareamiento de electrones es un concepto químico más 
importante que la regla del octeto ( concepto de estructura de gas 
noble). (Cambridge) 
8 De acuerdo con la teoría de Fajans, la tendencia a la covalencia 
depende del tamaño iónico y de la carga. Mediante ejemplos discuta 
la utilidad de esta teoría. (Oxford) 
9 ¿Qué explicaciones puede dar a lo siguiente? 
(a) El cloruro de aluminio es esencialmente covalente, en cam­
bio el fluoruro es iónico de manera predominante.
(b) El aluminio es exclusivamente trivalente, en tanto que los
metales de transición exhiben varios estados de valencia.
( c) Los puntos de ebullición de los haluros de hidrógeno son:
HF HCI HBr HI
19ºC -85°C -67°C -3 5ºC
(d) La fórmula del óxido de calcio es Ca1+0•- y no Ca+O-.
10 Con los datos que se dan a continuación, demuestre que la energía 
que se desprende cuando un mol de calcio sólido reacciona con 
moléculas de cloro para producir Ca2+(Cl-)
2
, es mayor que para la 
fórmula hipotética Ca+Cl-; ¿Cuál es el término energético más im­
portante que favorece al Ca2+(Cl-)
2 
en lugar del Ca+Cl-? 
Ca(s)--->- Ca(g) S = + 176 .6 kJ/mol 
Ca(g)--->- Ca+(g) + e /1 = + 585 . 7 kJ/mol 
Ca+(g)--->- Ca2+(g) + e 12 = + 1147 kJ/mol 
Clz(g)- 2Cl(g) D = +2418kJ/mol
Cl(g) + e--->- Cl-(g) E = -379 5 kJ/mol
Ca2+(g) + 2Cl-(g)--->- Ca2+(Cl-)2(s) U1 = -2233 kJ/mol
Ca+(g) + CI-(g)--->- Ca+Cl-(s) •• U2 = -711.2 kJ/mol
11 "El átomo de sodio tiene un electrón más que el de un gas noble 
y el átomo de cloro uno menos. Por tanto, en la reacción del sodio 
con cloro, el primero le transfiere un electrón al segundo, y a causa 
de esto, los iones que se forman adquieren la estructura de un gas 
noble", Con los datos siguientes, demuestre que e!lte enunciado es 
una inadecuada aproximación a la verdad. 
Na(s)--->- Na(g) 
Na(g)--->- Na+(g) + e 
Cl2(g)--->- 2Cl(g) 
Cl(g) + e--->- Cl-(g) 
S = + 108. 7 kJ/mol 
I = +493 .8 kJ/mol
D = +2 4 1.8kJ/mol 
E = - 379.5 kJ/mol
Proporcione una razón más real del porqué la relación del cloro 
con el sodio da lugar a un compuesto electrovalente. 
12 El azufre puede exhibir las valencias 2, 4 y 6, en cambio, el oxígeno 
está restringido a la valencia 2; en forma semejante, el fósforo 
puede mostrar las valencias 3 y 5, en tanto que el nitrógeno sólo 
la de 3. Explique estas afirmaciones. A qué cree usted que se deba 
que el cloruro de azufre superior sea el SC1
4
, mientras que el fluo­
ruro, SF6 • 
13 La distribución electrónica alrededor del núcleo de los gases nobles 
es simétrica, esto es, no poseen dipolos permanentes, pero a tem­
peraturas suficientemente bajas éstos se licúan y eventualmente se 
solidifican, lo que demuestra que existe una fuerza de atracción 
entre sus átomos. ¿Qué explicación puede darse para justificar estas 
débiles fuerzas de atracción? 
14 Explique en forma concisa el significado de (a) núcleo . atómico; 
(b) número atómico; (c) isótopo.
94 
El elemento de número atómico 17 forma un compuesto con
elemento de número atómico 12 y otro con el de número atómico 6. 
Represente con diagramas convencionales las estructuras elec­
trónicas de los compuestos que se producen y el tipo de valencia que 
exhiben. Para cada compuesto indique su estado físico, esto es, si 
espera que sea sólido, líquido o gas, y exprese tres propiedades que 
espere de ellos. (JMB) 
15 Explique someramente el significado de los términos : enlace electro­
valen te, enlace covalente y enlace coordinado. Compare y contraste 
las propiedades que comúnmente presentan los compuestos que con­
tienen enlaces electrovalentes y covalentes. 
95 
Escriba las fórmulas electrónicas de los siguientes compuestos : 
(i) cloruro de magnesio, (ii) etileno, (iii) cloruro de amonio, y 
comente los tipos de enlace involucrados. (L)