Enlaces Químicos, arreglado y modificado

1. Enlaces
Químicos
Prof.: Erika Fuentes
Estudiante: Jesús Pérez
Encuentra las siguientes palabras
E N L A C E S Q
I A B C D L E F
G O I J Q E H D
C H N J S W T U
C Q U I M I C A
C X N J C S K L
U A Y D A O F U
I Ñ K R T V S N
• Enlaces
• Químic
a
• Iónicos
• Lewis
Pasatiempos.

2. Un enlace químico es el proceso
químico responsable de las interacciones
atractivas entre átomos y moléculas, y que
confiere estabilidad a los compuestos
químicos diatómicos y poliatómicos. La
explicación de tales fuerzas atractivas es un
área compleja que está descrita por las leyes
de la química cuántica.
Una definición más sencilla es que
un enlace químico es la fuerza existente entre
los átomos una vez que se ha formado un
sistema estable.
Las moléculas, cristales, metales y gases
diatómicos (que forman la mayor parte del
ambiente físico que nos rodea) están unidos
por enlaces químicos, que determinan las
propiedades físicas y químicas de la materia.
¿QUÉ SON?
Electrones de
valencia.
Los electrones de valencia son los electrones
que se encuentran en la capa de mayor nivel
de energía del átomo, siendo estos los
responsables de la interacción entre átomos
de distintas especies o entre los átomos de
una misma. Los electrones en los niveles de
energía externos son aquellos que serán
utilizados en la formación de compuestos, a
los cuales se les denomina como electrones
de valencia.

3. 1.- Enlaces iónicos:
El enlace iónico consiste en la atracción
electrostática entre átomos con cargas
eléctricas de signo contrario. Este tipo de
enlace se establece entre átomos de
elementos poco electronegativos con los de
elementos muy electronegativos. Es
necesario que uno los elementos pueda
ganar electrones y el otro pde erderlo, y
como se ha dicho anteriormente este tipo de
enlace se suele producir entre un no metal
(electronegativo) y un metal (electropositivo).
2.- Enlaces
covalentes
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos
tienen tendencia a conseguir configuración
electrónica de gas noble (8 electrones en la última
capa). Elementos situados a la derecha de la tabla
periódica ( no metales ) consiguen dicha
configuración por captura de electrones; elementos
situados a la izquierda y en el centro de la tabla (
metales ), la consiguen por pérdida de electrones.
De esta forma la combinación de un metal con un
no metal se hace por enlace iónico; pero la
combinación de no metales entre sí no puede tener
lugar mediante este proceso de transferencia de
electrones; por lo que Lewis supuso que debían
compartirlos.

4. 3.- Enlaces
metálicos.
En el enlace metálico, los átomos se
transforman en iones y electrones, en lugar
de pasar a un átomo adyacente, se desplazan
alrededor de muchos átomos. Intuitivamente,
la red cristalina metálica puede considerarse
formada por una serie de átomos alrededor
de los cuales los electrones sueltos forman
una nube que mantiene unido al conjunto.
Estructura de
Lewis.
La estructura de Lewis, también llamada diagrama de
punto y raya diagonal, modelo de Lewis, representación
de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación
gráfica que muestra los pares de
electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y
los pares de electrones solitarios que puedan existir.
Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y
compuestos, que facilitan el recuento exacto de
electrones y constituyen una base importante, estable y
relativa. Esta representación se usa para saber la
cantidad de electrones de valencia de un elemento que
interactúan con otros o entre su misma especie, formando
enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después de
cada uno de estos se encuentran en cada enlace
covalente.

5. Estructura de Lewis. Reglas del
octeto.
La regla del octeto es un postulado que se
emplea en el contexto de la química. Se
trata de la tendencia que evidencian los
átomos de completar su nivel energético
con ocho electrones para
alcanzar estabilidad.

6. Excepciones a la regla del
octeto
Existen excepciones a esta regla. Los
átomos que no cumplen la regla del
octeto en algunos compuestos son:
Fósforo, Azufre, Selenio, Silicio, en
general se presenta en elementos del
grupo principal a partir del tercer
periodo (nP, n≥3). Estos elementos
tiene disponibilidad de alojar mayor
número de electrones en los orbitales
(n+1)P, dicho comportamiento se
llama hipervalencia. Introducido por
primera vez en 1969 Jeremy Musher.
Tipos de excepciones
• La que tiene menor de un octeto
(también llamada por defecto)
• La que tiene más de un octeto
(también llamada por exceso)

7. aturaleza del enlace covalente
Es el tipo de enlace que ocurre cuando lo
dos átomos precisan adicionar electrones en
sus ultimas capas. Solamente compartiendo
es que se puede asegurar que estos átomos
alcancen la cantidad de electrones
necesarios en sus últimas capas.
El Enlace covalente doble. Se
produce a través del intercambio de
pares de electrones entre átomos, de
modo que los átomos de adquirir
configuración de gas noble (regla del
octeto), que ocurre sin pérdida o
ganancia de electrones. Tenga en
cuenta que cada átomo aporta un
electrón para formar el par.

8. Un enlace covalente triple se forma
por tres pares electrónicos
compartidos, es decir por tres
electrones pertenecientes al último
nivel de energía de cada átomo.
Electronegatividad.
La electronegatividad es la capacidad de
un átomo para atraer a los electrones,
cuando forma un enlace químico en una
molécula.1​ También debemos considerar la
distribución de densidad
electrónica alrededor de un átomo
determinado frente a otros distintos, tanto
en una especie molecular como en sistemas
o especies no moleculares.

9. Polaridad de los enlaces
covalentes.
Polaridad de los enlaces y de las
moléculas. Cuando los dos átomos
unidos mediante enlace covalente
tienen electronegatividad diferente,
la nube electrónica está más cerca
del más electronegativo. El enlace se
llama polar, y es un tipo particular
de enlace covalente.

10. Ejemplos de enlaces químicos
Enlace
iónico
Al ceder un electrón, se forma un ión
positivo
Na+ y otro negativo Cl- que se atraen
Enlace covalente
Al compartir dos electrones, el cloro y
el hidrógeno completan sus órbitas

11. Enlace metálico
Los electrones del cobre circulan
libremente (nube) atrayendo a los
núcleos