Enlace iónico El magnesio cede dos electrones al oxígeno. Ambos consiguen completar el octeto en su capa de valencia.  Mg O Mg2+ Mg2+ O2- O2- 1s2 2s2 2p6 3s2 + 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 + 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 OCTETO OCTETO OCTETO OCTETO Los iones formados quedan unidos ya que se atraen fuertemente por tener carga eléctrica de distinto signo.  Este enlace se denomina iónico, ya que los átomos participantes se encuentran en forma de iones. Se produce entre átomos de elementos que poseen electronegatividades muy diferentes. 

Enlace iónico II Ion O2- Ion Mg2+ Un ión ejerce fuerzas en todas direcciones, de modo que cada ión positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa.

Enlace covalente I. Modelo de Lewis  Lewis sugirió que los átomos podían conseguir su octeto compartiendo pares de electrones. átomo flúor átomo flúor molécula flúor F F F F - F + o bien par de electrones compartidos se representa con una línea Cuando dos átomos comparten un par de electrones para completar su capa de valencia según la regla del octeto, forman un enlace covalente. 

Ejemplos de diagramas de Lewis La valencia covalente del hidrógeno en la molécula de hidrógeno, H2 , es 1 porque solo le falta un electrón para completar su capa de valencia. Este electrón lo consigue al compartirlo con otro hidrógeno. La valencia covalente del cloro en la molécula de cloro, Cl2, es 1 porque solo le falta un electrón para tener ocho en su capa de valencia. Si dos átomos de cloro comparten un par de electrones, ambos tendrán ocho electrones en la última capa. La valencia covalente del oxígeno en la molécula de agua, H2O, es 2 puesto que el átomo de oxígeno necesita dos electrones para completar el octeto. Estos dos electrones puede conseguirlos compartiendo un par de electrones con cada uno de los átomos de hidrógeno. La valencia covalente del nitrógeno en la molécula de amoníaco, NH3, es 3 puesto que el átomo de nitrógeno necesita tres electrones para completar el octeto. Estos tres electrones puede conseguirlos compartiendo un par de electrones con cada uno de los átomos de hidrógeno.

Enlace covalente II. Moléculas. Molécula de agua O O H + H 2 O H Molécula de amoníaco N N H + H 3 N H

Enlace covalente III. Enlaces múltiples. Cuando dos átomos comparten un par de electrones se forma un enlace simple. Pero a veces, para cumplir la regla del octeto, es necesario compartir más de un par de electrones, formándose enlaces covalentes múltiples. Si se comparten dos pares de electrones se forma un enlace doble y si se comparten tres, triple. O + O O O = O Enlace doble N N + N N  N Enlace triple

Enlace covalente III. Enlace covalente dativo Los dos electrones compartidos pueden provenir de un solo átomo. En este caso se habla de enlace covalente dativo o coordinado y, en lugar del guión, se emplea una flecha dirigida hacia el átomo que no aportó ningún electrón para representarlo. H  N | N H + H + molécula de amoniaco ión hidrógeno (átomo de H sin su electrón) ión amonio

Bipiramidal triangular Octaédrica Geometría de moléculas I MOLÉCULAS CON TODOS LOS PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES N.º DE PARES DE ELECTRONES 2 3 4 5 6 GEOMETRÍA Lineal Triangular plana Tetraédrica Bipiramidal triangular Octaédrica ÁNGULO DE ENLACE 180º 120º 109,5º 120º y 90º 90º EJEMPLO

N.º DE PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES 3 2 Geometría de moléculas II MOLÉCULAS CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES Y SOLITARIOS N.º DE PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES 3 2 N.º DE PARES DE ELECTRONES SOLITARIOS 1 2 GEOMETRÍA DE LOS ORBITALES Tetraédrica Tetraédrica GEOMETRÍA DE LA MOLÉCULA Piramidal triangular Angular EJEMPLO

Cúbica centrada en las caras Cúbica centrada en el cuerpo Enlace metálico El enlace metálico es consecuencia de la atracción electrostática entre los iones positivos del metal y la nube de electrones que los rodea. Los átomos se distribuyen en una estructura regular formando cristales. Hexagonal compacta Cúbica centrada en las caras Cúbica centrada en el cuerpo + En un trozo de sodio metálico los cationes Na+ están fijos y rodeados por una nube móvil de electrones.

Fuerzas intermoleculares: dipolo-dipolo H d+ d- F- Na+ Covalente apolar Covalente polar Iónico Polaridad del enlace En un enlace covalente entre dos átomos de diferente electronegatividad, el par de electrones compartido es atraído más fuertemente por el átomo más electronegativo. La molécula así formada es un dipolo eléctrico. Las moléculas polares se atraen entre sí debido a la atracción entre la parte positiva del dipolo de una molécula y la parte negativa del dipolo de otra. Estas fuerzas se denominan dipolo – dipolo. d- d+

Fuerzas intermoleculares: enlaces de hidrógeno Las fuerzas entre dipolos son especialmente intensas en moléculas que tienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo (F, O ó N). El átomo de H (carga +), atrae a los átomos polarizados negativamente de moléculas vecinas. Moléculas de agua unidas por enlaces de hidrógeno Los enlaces de hidrógeno son fuerzas dipolo - dipolo de especial intensidad.

Conductividad eléctrica Los sólidos covalentes no conducen la electricidad por la poca movilidad de sus electrones de valencia.  Los sólidos iónicos tampoco conducen la corriente, ya que sus iones ocupan posiciones fijas en la red. Sin embargo, disueltos o fundidos sí, debido a la libertad de movimiento de sus iones.  Al disolver en agua NaCl (compuesto iónico), los iones Na+ y Cl- pueden moverse. Conducen la electricidad. El azúcar de mesa es un compuesto covalente que no produce iones. Por ello, sus disoluciones acuosas no conducen la electricidad.

Solubilidad El agua y el xileno no son miscibles, quedando el agua en la parte inferior. Al añadir yodo (sustancia covalente), se disuelve en el xileno (que es una sustancia apolar). Al añadir dicromato de potasio (compuesto iónico), éste se disuelve en el agua. El agua, por su polaridad molecular, es un excelente disolvente de sustancias polares (compuestos iónicos), pero mal disolvente de sustancias apolares (compuestos covalentes). Los compuestos covalentes se disuelven bien en disolventes de naturaleza apolar, como el xileno.