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GUIA N° 11 AGOSTO - 2021 
 
CAMPO ASIGNATURA GRADO CURSOS 
CIENTÍFICO Y 
TECNOLÓGICO 
QUÍMICA 10° DÉCIMOS JM - JT 
 
OBJETIVOS / PROPÓSITOS 
- Comprender los conceptos básicos sobre los enlaces químicos. 
- Diferenciar las clases de enlaces químicos. 
- Relacionar los enlaces químicos con situaciones de la vida diaria. 
APRENDIZAJES / 
CONTENIDOS 
- Los enlaces químicos. 
- Clases de enlaces químicos. 
EVALUACIÓN Y 
DESEMPEÑOS ESPERADOS 
A través de las actividades propuestas, el estudiante debe comprender las ideas básicas 
sobre cómo y por qué se enlazan unos átomos con otros y diferenciar las clases de enlaces. 
RECURSOS VIRTUALES 
 Se sugiere visitar el siguiente enlace para reforzar el contenido de la guía: 
https://www.youtube.com/watch?v=C4mZpTEgdio 
TIEMPO ESTABLECIDO 
Guía 11: Semanas del 17 de agosto al 
17 de septiembre. 
Fecha máxima de entrega: 17 de 
septiembre. 
FORMA DE ENVÍO 
1. Envía fotos nítidas de tu trabajo, debes numerar cada página. 
2. Marcar cada página con tu nombre, curso y jornada. 
3. En el asunto del correo coloca curso + jornada + apellidos y nombre 
ejemplo: 1001_JT_Pérez_Juan 
4. Envía a los correos: 
JM: Docente Jairo Calderón Jaramillo. correo: 
quimicagensantander2021@gmail.com 
JT: Docente Edna Rodríguez. Correo: 
rodriguezfednac@gmail.com 
 
 
GUÍA N° 11 (agosto 17 hasta septiembre 17) 
LOS ENLACES QUÍMICOS 
 
INTRODUCCIÓN: 
Todos los materiales que nos rodean y que utilizamos diariamente están hechos de átomos. Pero, 
generalmente, estos átomos no están aislados, se unen unos con otros, formando compuestos. Pero… 
¿Por qué se unen unos átomos con otros? ¿Qué los mantiene unidos? ¿Cuántos compuestos químicos 
se conocen? ¿Qué relación hay entre los enlaces químicos y la vida diaria? Estas preguntas y otras 
más las podemos comprender y responder estudiando los enlaces químicos. 
EL ENLACE QUÍMICO: 
Se define como el conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas cuando 
forman distintas agrupaciones estables. 
¿Por qué se unen los átomos? 
Los átomos se unen buscando su estado más estable; para lograrlo, los átomos ceden, ganan o comparten electrones con otros 
átomos, estableciendo enlaces químicos. 
¿Y cuál es el estado más estable de los átomos? 
Los átomos logran su estado más estable cuando llenan completamente su último nivel de energía, lo que sucede, generalmente, 
cuando completan 8 electrones en el nivel más externo. A esta tendencia que tienen los átomos de “…completar 8 electrones en 
el último nivel de energía”, se le conoce como la Regla del Octeto. De esta manera los átomos logran la configuración electrónica 
del gas noble más cercano, alcanzando así su estado más estable. El Hidrógeno, Helio, Litio, Berilio, no alcanzan a completar los 8 
electrones en el último nivel de energía, pero su estabilidad la consiguen con 2 electrones en el último nivel, que corresponde a la 
configuración del Helio, que es uno de los gases nobles. 
Los gases nobles están localizados en el grupo VIII A (grupo 18) de la tabla periódica, son muy estables y no reaccionan con los 
demás elementos, por lo tanto, no forman compuestos. Esa gran estabilidad se debe a que todos ellos (excepto el Helio) tienen 
completo el último nivel de energía con 8 electrones. Esta observación hizo suponer a los científicos (entre ellos Gilbert Lewis) que los 
átomos se enlazan buscando la configuración estable del gas noble más cercano. 
Estructuras de Lewis: 
Gilbert Lewis (científico estudioso de los enlaces químicos) propuso una forma sencilla de representar los enlaces que puede formar 
un átomo. Esta representación, conocida como Estructuras de Lewis, consiste en escribir el símbolo del elemento y alrededor, con 
puntos o x, indicar la cantidad de electrones de valencia que tenga ese elemento. Recordemos que los electrones de valencia son los 
que están ubicados en el último nivel de energía del átomo y a través de ellos es que el átomo se enlaza con otros átomos. Recordemos 
 
SECRETARIA DE EDUCACIÓN MAYOR DE BOGOTA D.C 
INSTITUCION EDUCATIVA DISTRITAL 
GENERAL SANTANDER – ENGATIVÁ 
RESOLUCION 2570 DE AGOSTO 22 DE 2002 
“FORMACIÓN CON SENTIDO HUMANO Y TECNOLÓGICO HACIA UN FUTURO SOLIDARIO Y EQUITATIVO” 
 
https://www.youtube.com/watch?v=C4mZpTEgdio
mailto:quimicagensantander2021@gmail.com
mailto:rodriguezfednac@gmail.com
también que para saber cuántos electrones de valencia tiene un elemento, basta con 
ubicarlo en la tabla periódica, pues la cantidad de electrones de valencia equivale al 
número del grupo en el que se encuentre. Veamos algunos ejemplos de estructuras 
de Lewis: 
 
 
 
CLASES DE ENLACES QUÍMICOS: 
Si los átomos ceden o comparten electrones, se pueden formar 3 clases de enlaces: 
iónicos, covalentes o metálicos. 
Enlaces iónicos: 
Un enlace iónico (también llamado enlace electrovalente) es un tipo de enlace químico que ocurre cuando un átomo cede un 
electrón al otro, a fin de que ambos alcancen estabilidad electrónica. 
Esta unión normalmente se produce entre elementos metales y no metales con diferente electronegatividad, lo que significa que los 
elementos tienen diferente capacidad para atraer electrones. En general, los elementos metales están dispuestos a donar un electrón 
mientras que los no metales están dispuestos a tomarlo. Para que se configure el enlace iónico la diferencia de electronegatividad 
entre los dos átomos debe ser superior a 1,7. 
Reciben el nombre de enlaces iónicos porque producen iones en su proceso. Veamos: cuando ocurre la transferencia de electrones 
entre los átomos, el donador se convierte en un ion positivo llamado catión, lo que significa que adquiere carga positiva. Por su parte, 
el receptor se transforma en un ion negativo llamado anión. 
 
 
 Algunas propiedades de los compuestos formados por enlaces iónicos son las siguientes: 
• Son sólidos a temperatura ambiente. 
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición. 
• En estado sólido no conducen la electricidad, pero sí lo hacen cuando están disueltos en agua. 
• Son duros, pero frágiles. 
• Son muy solubles en agua. 
 
Enlaces covalentes: 
Son aquellos que se forman cuando los átomos, para alcanzar su estabilidad, se unen y 
comparten electrones. En este caso, la diferencia de electronegatividad entre los átomos 
es muy baja (menor a 1,7) o igual a cero. Cuando se presenta esta situación, ninguno de 
los dos átomos tiene suficiente fuerza (electronegatividad) para quitarle electrones al otro, 
por lo que deben compartirlos. En el siguiente ejemplo observamos el enlace entre el 
Hidrógeno y el Cloro, para forma el ácido clorhídrico: 
 
Enlaces covalentes polares y no polares: 
Si la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es apreciable (pero siempre menor que 1,7) se puede formar un polo 
parcialmente negativo sobre el átomo más electronegativo, mientras que sobre el átomo menos electronegativo se forma un polo 
parcialmente positivo, se configura así un enlace covalente polar. Por el contrario, si la diferencia de electronegatividad es cero, 
los electrones del enlace son atraídos con la misma fuerza por ambos átomos, por lo que no se forman polos sobre la molécula, 
configurándose un enlace covalente no polar. 
 
 Enlace covalente polar Enlace covalente no polar 
 
Na+ Cl- 
Enlaces covalentes múltiples: 
Dependiendo de la cantidad de electrones que compartan los átomos, los enlaces covalentes pueden Sencillos (se comparten un par 
de electrones), dobles (se comparten 2 pares de electrones) y triples (se comparten 3 pares de electrones). 
 
 
Algunas propiedades de los compuestos formados por enlaces covalentes son las siguientes: 
• Tienen bajos puntos de fusión y ebullición. 
• Cuando están en estado sólido, son relativamente blandos y malos conductores del calor y la electricidad. 
• Son bastante estables y de escasareactividad. 
 
ENLACES METÁLICOS: 
Los enlaces metálicos son, como su nombre lo indica, un tipo de unión química 
que se produce únicamente entre los átomos de un mismo elemento 
metálico. Gracias a este tipo de enlace los metales logran estructuras 
moleculares sumamente compactas, sólidas y resistentes, dado que los núcleos 
de sus átomos se juntan a tal extremo, que comparten sus electrones de 
valencia. 
En el caso de los enlaces metálicos, lo que ocurre con los electrones de valencia 
es que abandonan sus órbitas alrededor del núcleo atómico cuando éste se 
junta con otro, y permanecen alrededor de ambos núcleos como una especie 
de nube electrónica. De esta manera las cargas positivas y negativas mantienen 
su atracción, sujetando firmemente al conjunto atómico y alcanzando márgenes 
importantes de dureza, compactación y durabilidad, que son típicas de los metales en barra. Podemos decir que el enlace metálico 
constituye un vínculo atómico muy fuerte, propio de átomos metálicos de la misma especie. - Fuente: https://concepto.de/enlace-
metalico/ 
Algunas propiedades de los metales son las siguientes: 
• Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio, único metal líquido) 
• Son buenos conductores del calor y la electricidad. 
• La mayoría presentan alta dureza y resistencia. 
• Sus átomos se organizan en estructuras cristalinas. 
• Son maleables y dúctiles. 
 
Bibliografía: Hipertextos Química 1 Editorial Santillana. 
- Recursos libres de internet 
 
ACTIVIDADES GUÍA 11 
1. Lea atentamente la teoría sobre los enlaces químicos contenida en esta guía y responda las siguientes preguntas en su 
cuaderno: 
a. ¿Qué es un enlace químico? 
b. ¿Cuál es el estado más estable de los átomos? 
c. ¿En qué consiste la regla del octeto? 
d. ¿Cuáles son los gases nobles y cuáles son sus características principales? 
e. ¿Qué es una estructura de Lewis? Escriba las estructuras de Lewis para los elementos: Litio, Calcio, Fósforo, Neón. 
 
2. En un cuadro comparativo escriba las definiciones y características principales de las clases de enlace (iónico, covalente y 
metálico). 
 
3. Explique qué es la Electronegatividad; busque en la tabla periódica la electronegatividad para los elementos: Cloro, Magnesio, 
Hierro, Flúor, Azufre, Oxígeno, Potasio y organícelos en orden creciente (de menor a mayor) de electronegatividad. 
 
 
https://concepto.de/enlace-metalico/
https://concepto.de/enlace-metalico/
4. Utilice los valores de electronegatividad (que aparecen en la tabla periódica) para predecir el tipo de enlace que se puede formar 
entre los siguientes elementos (recuerde que si la diferencia de electronegatividad es mayor de 1,7 el enlace es iónico y si es 
menor de 1,7 es covalente): 
a. Rb y Cl 
b. Fe y O 
c. Na y Cl 
d. S y Li 
 
5. Realice las estructuras de Lewis para representar los enlaces que se forman en los siguientes compuestos: 
a. H2S (ácido sulfhídrico) 
b. H2O (agua) 
c. KCl (Cloruro de potasio) 
d. CO2 (Óxido Carbónico) 
 
6. Con ayuda de la tabla periódica complete la siguiente tabla: 
 
Nombre 
 
Fórmula 
 
Estructura de Lewis 
Diferencia de 
electronegatividad 
 
Clase de enlace 
Fluoruro de sodio NaF 
Sulfuro de calcio CaS 
Ácido Clorhídrico HCl 
Nitrógeno 
molecular 
 
N2 
 
 
7. Clasifique los siguientes compuestos como polares o no polares: 
a. HBr (ácido bromhídrico) 
b. O2 (oxígeno molecular) 
c. FeO (óxido ferroso) 
 
8. Consulte algunas aplicaciones de los enlaces químicos en la vida diaria. 
 
9. Lectura: Electricidad atmosférica 
El ser humano siempre ha sentido miedo de las tormentas, debido a los rayos y truenos que en ellas se 
originan. Estos fenómenos naturales eran para nuestros antepasados una manifestación de la ira divina. En la 
actualidad, sabemos que se trata de una simple descarga eléctrica entre dos zonas de la atmósfera cargadas 
de electricidad con signo contrario. Pero ¿desde cuándo sabemos esto? En 1749, la Academia de Burdeos 
(Francia) ofreció un premio a quien contestara a la siguiente pregunta: ¿existe una analogía entre electricidad 
y rayo? Pues bien, el premio lo ganó M. Barbatte, quien afirmó que ambas cosas eran lo mismo, aunque no 
pudo aportar ninguna explicación experimental. En 1752, Benjamín Franklin realizó el famoso experimento 
de hacer volar una cometa a través de una nube, con el que pretendía demostrar que los relámpagos eran un 
intercambio de electricidad, un fenómeno eléctrico entre cielo y suelo. Para ello, puso a volar, en medio de 
una tormenta, una cometa. En su punta colocó una aguja metálica y, de cola, utilizó un hilo de seda, en cuyo extremo inferior ató 
una llave de metal. 
La idea era que, si había electricidad en las nubes, ésta sería atraída por la fina punta de la aguja (gracias al efecto punta). Se 
desplazaría a través del hilo de seda mojado por la lluvia y cargaría eléctricamente la llave metálica que estaba en el extremo. Si 
esto fuera así cuando acercara su mano a la llave deberían saltar chispas de ésta. Y así lo hizo. Y saltaron chispas hacia su mano, 
con lo que quedaba demostrada la naturaleza eléctrica de los relámpagos. Pero tuvo suerte. Mucha suerte. Otros hombres que 
repitieron el experimento murieron electrocutados por la descarga de la llave. En concreto, en 1753, un año después de esta 
experiencia, el físico G. W. Richmann moría electrocutado, al repetir el experimento que demostraba la naturaleza eléctrica de los 
fenómenos tormentosos. Franklin, además de demostrar la naturaleza eléctrica de los rayos, ideó un procedimiento para 
protegernos de ellos: el pararrayos. Pero, ¿cómo se origina el rayo? No se sabe con certeza por qué ni cómo se separan las 
cargas eléctricas en una nube tormentosa. Estas nubes son de desarrollo vertical. Las cargas positivas se concentran en la parte 
superior, mientras que las cargas negativas lo hacen a varios kilómetros de distancia, en la parte inferior. La diferencia de potencial 
entre las dos zonas de la nube puede llegar a varios millones de voltios. Para esta tensión, el aire deja de ser aislante, permitiendo 
la descarga en el interior de la nube. Esta descarga eléctrica (el rayo) va acompañada de una intensa luz (el relámpago), y de un 
fuerte estruendo (el trueno). A veces la descarga tiene lugar entre una nube y la Tierra y otras entre dos nubes distintas. (Tomado 
de https://www.estuaria.es/wp-content/uploads/2016/01/LECTURAS-CCNN_-3%C2%BA.pdf) 
Con base en la lectura responda las siguientes preguntas: 
a. Explique por qué dice el texto que “estos fenómenos naturales eran para nuestros antepasados una manifestación de la ira 
divina” 
b. Dibuje un pararrayos en un edificio y explica cómo funciona. 
c. Elabore un dibuje que muestre la formación de las cargas eléctricas en las nubes y la posterior descarga (el rayo).