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UNIONES Y ENLACE QUÍMICO
Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía 
de Licda. Lilian Guzmán 
2019
SEMANA 2 - 2019
Licda: Isabel Fratti de Del Cid
ENLACE QUÍMICO
2
Son las uniones, atracciones, interacciones, 
fuerzas , 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.
En la tabla periódica las configuraciones de los gases 
nobles( VIIIA) terminan en xs2 xp6 ( poseen 
8 e- en el nivel mas externo es decir 
muestran un octeto). Ejemplo:
10Ne = 1s
2 2s2 2p6 ( 8 e- en su último nivel 
«octeto»)
18Ar = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( 8e- en su último nivel = 
«octeto»)
36Kr = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ( 8e- en su 
último nivel «octeto» )
4
Electronegatividad.
Capacidad relativa de un átomo para atraer los
electrones de otro ú otros átomos al formar un enlace.
Esta posee un valor numérico dado en la tabla periódica.
( Busque este dato en el reverso de la tabla como
«Electronegatividad de Pauling» )
Los valores numéricos , presentan las siguientes tendencias:
En un período aumenta de izquierda a derecha. →
En un grupo disminuye de arriba hacia abajo. 
5
Tendencias del valor de la 
electronegatividad en la tabla periódica.
6
7
Con esto concluimos que los elementos :
más electronegativos se hallan en la parte superior
derecha de la tabla periódica : Ejemplo: F= 3.98 , O= 3.44
( se excluyen de ésta regla, los gases nobles columna 18 /
VIIIA)
Los menos electronegativos se hallan en la parte inferior
izquierda: Ejemplo: Cs = 0.79 y Fr = 0.7).
Criterio usando la electronegatividad para 
definir si un enlace es iónico ó covalente.
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. 
8
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
9
ENLACE COVALENTE NO POLAR
Los electrones del enlace se 
comparten equitativamente .
ENLACE COVALENTE POLAR
Los electrones del enlace se 
comparten de modo desigual
ENLACE IONICO
Se transfieren electrones de un 
átomo a otro. Un átomo pierde 
electrones, otro los gana.
DIFERENCIA EN 
ELECTRONEGATI-
VIDAD
CARÁCTER IONICO CRECIENTE
1.8 3.30
Use la diferencia de electronegatividad para predecir 
enlaces:
1- Con cual(es) de los siguientes átomos ( O, S, As, Cl) el Sr, 
formará un enlace iónico? _____ Un enlace covalente polar?_______.
2- Complete el siguiente cuadro. El ejercicio #1 es el ejemplo.
Comp
uesto
Coloque los valores de la 
electronegatividad de C/ 
átomo participante en el 
compuesto
Diferencia 
de 
electroneg
atividad
Enlace Iónico, covalente polar ó no 
polar. / Se comparten electrones en 
forma igual o desigual.? Se 
transfieren electrones.?
Ej
BaF2
Ba = 0.89 F= 3.98 3.98 -
0.89
3.09
IONICO / Se transfieren electrones
Bario pierde e- ( pierde 2) F: gana e-
( cada flúor gana 1 e)
PCl5 P ________ Cl _________
SiH4 Si_________ H________
Al2O3 Al_________ O_________
NH3 N_________ H__________
Br 2 Br________ Br_________
Enlace iónico
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)
11
Esquema de la formación de un enlace iónico 
entre un metal (M) y un no metal ( Nm)
12
Perdida y ganancia de 
electrones
ENLACE IONICO
Note: aquí el metal pierde 
electrones y 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 en el nivel 
interno, por eso no se representa en 
éste tipo de fórmulas..
El no metal gana 
electrones 
generando un 
anión (.Carga -)
El metal pierde 
electrones 
convirtiéndose en 
un catión ( carga +) 
.
Ejemplo de ENLACE IONICO 
13
Ca + F2 → Ca F2 (formado de Ca
+2 y 2F - )
20Ca = 1s
2 2s2 2p6 3s23p64s2
20Ca 
+2 = 1s22s22p63s23p6
El Ca perdió 2e- que son sus electrones de valencia los del 
último nivel y logra, su «octeto» : 3s2 3p6 . 
El calcio logra la configuración de un gas noble: Ca+2 = [ Ar]
9 F = 1s
2 2s2 2p5 
9F 
- = 1s22s22p6
Cada flúor gana 1 e- logra su octeto en el último nivel : 
2s 2 2p6 y alcanza la configuración de un gas noble :
9 F 
- : = [ Ne] 
14
La formación de éstos iones Ca
+2 
y F 
-
se pueden predecir 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
1 electrón por ser mas electronegativo. Se requieren
2 F- ya que el Ca +2 perdió 2 e - y cada Flúor necesita
solo 1 e- para completar octeto su fórmula queda: CaF2
Ejemplo como se forma un enlace iónico
.
Na + 
.
Cl : → Na+ + : Cl : -
. . 
. . 
. . 
. . 
→
Note al ión Na+ le quedo un octeto «interno», esto no se muestra en 
las estructuras de Lewis. Al ión Cloruro también le queda octeto en 
el nivel más externo, este si se muestra en las estructuras de Lewis
ENLACE COVALENTE
16
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
19
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:
H-Cl
Note el octeto de electrones 
alrededor del cloro
Esquema general que representa la formación 
de un enlace covalente entre dos No metales
20
Note:no se forman 
iones, se comparten los 
electrones. En éste caso, 
se comparte un par de e-
los dos átomos, forman 
un enlace simple entre 
ellos. Ambos átomos 
forman octeto ( 8e-
alrededor de c/ átomo.)
Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples
21
Se da cuando entre ellos forman enlaces:
A-Dobles CH2=CH2 →
C/átomo pone un par de e- : Se com-
parten dos parejas de e- ( 4 e-)
Note los octetos completos en cada
Carbono.
B- Triples NN →
Se comparten 3 parejas de e-
c/ átomo pone generalmente 3 e-
Note los octetos completos
en los átomos de Nitrógeno.
Enlace Covalente coordinado:
22
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 (cada átomo puso 2
e-) y 2 coordinados ó dativos. El Azufre ( S) es el
que pone las parejas de electrones, en los dos
enlaces covalentes coordinados.
Enlace covalente polar 
23
Los electrones de enlace se comparten de manera 
desigual. Se forman dipolos. Los enlaces 
covalentes polares pueden ser: simples, 
coordinados, dobles ó triples.
Para efectos prácticos un enlace es covalente polar
si la diferencia de electronegatividad
es de ( >0.4 y < 1.8). Ejemplo:
HCl SO2 CO2 
Diagrama de como se forma y representa 
un enlace covalente polar.
24
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)
25
Se dan cuando los pares de electrones se
comparten de manera equitativa ó muy pareja. No
forman dipolos. Se da en todos los elementos
diatómicos. 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
26
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 
SO2 : Posee un covalente doble polar y un coordinado 
polar.
N2 *: covalente triple NO polar.
 * : en éstos casos los enlaces covalente apolares se 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
28
Propiedad ó 
característica
Compuestos iónicos
Compuestos 
covalentes
Tipo de partícula del 
que están formados
Iones ( cationes y 
aniones )
Moléculas
Estado físico en que se 
encuentran a 
temperatura ambiente.
Sólidos Gases, líquidos y sólidos
Solubilidad en agua Alta
Baja ( Poco soluble los 
covalente no polares
mayor los covalentes 
polares )
Solubilidad en 
solventes no polares
Muy baja
Alta (Covalente no 
polar), Muy baja 
(covalente polar)
Conductividad 
eléctrica
Alta ( fundidos ó en 
solución)
Muy baja ó no existente
ESTRUCTURAS DE LEWIS de átomos
29
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 Al º  Cl  Na ∧
º
..
.
Los electrones de valencia para los elementos 
representativos corresponden al número de grupo
30
GRUPO
Estructura
electrónica del 
ultimo nivel
termina en
Número de electrones de 
valencia
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.
.
.
.
31
GRUPO Estructura
electrónica del 
ultimo nivel
termina en
NNúmero de 
electrones de 
valencia.
Estructura de Lewis
V A
S2 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 p5
Tienen 7 electrones 
de valencia, entonces 
se dibujan 7 puntos
VIII A
S2 p6
Tienen 8 electrones de 
valencia, entonces se
dibujan 8 puntos
N:
.
.
.
.
S
. .
. .
..
F
. .
. .
: .
Kr
. .
. .
: :
Realice los siguientes ejercicios
Haga la estructura de Lewis del Si H4 . Es covalente 
polar no polar o iónico.?
32
 El GaF3, Es iónico o covalente.? Haga la estructura 
de Lewis. 
33
 Resuelva los ejercicios de la tabla de la pág. 26 y 
los ejercicios de la primera tabla en la pagina 
27de la guía de estudio semana 2.
34

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