Tipos de enlaces
Selecciona un nivel de dificultad para comenzar a practicar. Los exámenes fáciles son gratuitos. Los intermedios y difíciles requieren una suscripción premium.
Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas y compuestos. El tipo de enlace determina las propiedades físicas y químicas de cada sustancia.
Este tema es un componente habitual en las PNE del MEP.
A continuación se presentan los tipos de enlace, la regla del octeto, la electronegatividad y las fuerzas intermoleculares.
Excepción: el hidrógeno solo necesita 2 electrones (completa la capa 1s).
La electronegatividad mide la capacidad de un átomo para atraer electrones compartidos. F es el más electronegativo (4,0); los metales alcalinos son los menos.
Covalente polar: electrones compartidos de forma desigual (0 < ΔEN < 1,7). El átomo más electronegativo atrae más los electrones. Ejemplo: H₂O, HCl.
Enlace covalente coordinado (dativo): un solo átomo aporta ambos electrones al enlace. Ejemplo: ion amonio NH₄⁺ (el N dona un par al H⁺).
Fuerzas de London (dispersión): presentes en todas las moléculas. Más fuertes cuanto mayor es la masa molecular.
Dipolo-dipolo: entre moléculas polares. Ejemplo: HCl-HCl.
Puentes de hidrógeno: caso especial de dipolo-dipolo. Ocurre cuando H está unido a F, O o N. Explica el alto punto de ebullición del agua.
La intensidad de las fuerzas intermoleculares determina puntos de fusión, ebullición y solubilidad.
Procedimiento: 1) Contar electrones de valencia totales. 2) Colocar el átomo central. 3) Distribuir pares enlazantes. 4) Completar octetos con pares libres.
Ejemplo: CO₂ → O=C=O (16 electrones, doble enlace C-O en cada lado).
Te deseamos mucho éxito en tu preparación para las PNE.
Este tema es un componente habitual en las PNE del MEP.
A continuación se presentan los tipos de enlace, la regla del octeto, la electronegatividad y las fuerzas intermoleculares.
¿Por qué se forman enlaces?
Los átomos forman enlaces para alcanzar una configuración electrónica más estable, generalmente completando 8 electrones en su capa externa (regla del octeto).Excepción: el hidrógeno solo necesita 2 electrones (completa la capa 1s).
La electronegatividad mide la capacidad de un átomo para atraer electrones compartidos. F es el más electronegativo (4,0); los metales alcalinos son los menos.
Tipos de enlace
Enlace covalente: polar y no polar
Covalente no polar: electrones compartidos por igual (ΔEN ≈ 0). Ejemplo: H₂, O₂, N₂.Covalente polar: electrones compartidos de forma desigual (0 < ΔEN < 1,7). El átomo más electronegativo atrae más los electrones. Ejemplo: H₂O, HCl.
Enlace covalente coordinado (dativo): un solo átomo aporta ambos electrones al enlace. Ejemplo: ion amonio NH₄⁺ (el N dona un par al H⁺).
Fuerzas intermoleculares
Son atracciones entre moléculas (más débiles que los enlaces intramoleculares).Fuerzas de London (dispersión): presentes en todas las moléculas. Más fuertes cuanto mayor es la masa molecular.
Dipolo-dipolo: entre moléculas polares. Ejemplo: HCl-HCl.
Puentes de hidrógeno: caso especial de dipolo-dipolo. Ocurre cuando H está unido a F, O o N. Explica el alto punto de ebullición del agua.
La intensidad de las fuerzas intermoleculares determina puntos de fusión, ebullición y solubilidad.
Estructuras de Lewis
Las estructuras de Lewis representan los electrones de valencia como puntos o líneas. Cada línea es un par compartido (enlace); los puntos solos son pares libres.Procedimiento: 1) Contar electrones de valencia totales. 2) Colocar el átomo central. 3) Distribuir pares enlazantes. 4) Completar octetos con pares libres.
Ejemplo: CO₂ → O=C=O (16 electrones, doble enlace C-O en cada lado).
Cierre
El tipo de enlace determina las propiedades macroscópicas de la materia. Reconocer si un enlace es iónico, covalente o metálico, y comprender las fuerzas intermoleculares, permite predecir el comportamiento de cualquier sustancia.Te deseamos mucho éxito en tu preparación para las PNE.