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Regla del Octeto
La regla del octeto, también llamada ley de Lewis, dice que todos los átomos de
los elementos del sistema...
Enlace Iónico
Los enlaces iónicos están formados por un metal más un No metal.

Antes de seguir explicaremos que son los c...
Fíjate el Li (litio) tiene en su última capa (capa S) un electrón, el F (Flúor) tiene en su última
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Veamos ahora el caso del cloruro sódico, la sal común. El sodio (Na) cede un electrón, y
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Enlace Ionico

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Enlace Ionico, como se forma y ejemplos. Puedes saber más aquí http://www.areaciencias.com/quimica/enlace-ionico.html

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  1. 1. Por www.areaciencias.com
  2. 2. Los átomos están formados por protones, neutrones y electrones. Estos últimos tienen carga negativa y son los que entran en juego en los enlaces. Están girando en órbitas alrededor del núcleo del átomo (orbitales o capas). ¿Cómo se unen los átomos? Una de las formas de unión es formando enlaces iónicos que son los que explicaremos aquí. Lo primero, los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando dos átomos se unen, ceden, aceptan o comparten electrones, pero solo los llamados electrones de valencia pueden hacer esto. Los electrones de valencia son los que se encuentran en la última capa del átomo y son los únicos que están dispuestos a compartirse con otro átomo. Cuando dos átomos se unen siempre cumplen la llamada regla del octeto.
  3. 3. Regla del Octeto La regla del octeto, también llamada ley de Lewis, dice que todos los átomos de los elementos del sistema periódico, tienden a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones . Son los electrones de la última capa, los más alejados del núcleo, los que tienden a completarse hasta ser un total de 8 electrones y para ello compartirán electrones con otro átomo. Los gases nobles son los únicos no reactivos, por que ya tienen 8 electrones en su última capa. Esta combinación se puede hacer de varias formas, una de ellas es el enlace iónico.
  4. 4. Enlace Iónico Los enlaces iónicos están formados por un metal más un No metal. Antes de seguir explicaremos que son los cationes y lo aniones. Cationes: átomos con carga positiva. Se forman cuando ceden un electrón suyo a otro átomo. Aniones: átomos con carga negativa, ya que cogen un electrón de otro átomo. Sigamos con los enlaces iónicos formados por metal + No metal. Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones. Recuerda que una carga eléctrica negativa y otra positiva se atraen. ¿Qué pasará con el catión (carga positiva) y el anión (carga negativa) formado por los dos átomos al encontrarse?. Pues que se atraen y forman el enlace iónico. Una vez hecho el enlace, este No forma moléculas verdaderas, los átomos solo están unidos por fuerzas eléctricas. El resultado son iones positivos y negativos que se atraen entre sí, llamados enlaces iónicos, pero no moléculas verdaderas.
  5. 5. Fíjate el Li (litio) tiene en su última capa (capa S) un electrón, el F (Flúor) tiene en su última capa (capa p) 5 electrones. Se unen mediante un enlace iónico cediendo el litio el único electrón de su última capa al flúor, con lo que el flúor tiene ahora 6 átomos en su última capa (más cerca de los 8 ideales). El Litio es el metal, cede un electrón y se convierte en un catión. El Flúor es el No Metal, coge un electrón y se convierte en un anión. Los dos ahora quedan unidos por la fuerza eléctrica, una positiva (la del catión) y otra negativa (la del anión), formando un enlace iónico.
  6. 6. Veamos ahora el caso del cloruro sódico, la sal común. El sodio (Na) cede un electrón, y el cloro (Cl) lo coge. Se expresa de la siguiente fórmula: Na - 1 e- ---> Na+ (un catión de sodio) Cl + 1 e- ---> Cl- (un anión de cloro) Lógicamente para saber hacer enlaces iónicos hay que saber el número de electrones que tiene cada átomo en su última capa, a esto se le llama la configuración electrónica de cada elemento, que no es ni mas ni menos como se distribuyen los electrones en las diferentes órbitas del átomo. Eso lo puedes aprender aquí: Configuración electrónica Si quieres saber más sobre los enlaces ionicos visita esta página: http://www.areaciencias.com/quimica/enlace-ionico.html Por www.areaciencias.com

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