todo sobre los enlaces quimicos

1. Estudiante:
Carlos
Duarte
4TO AÑO
SECCION B

2. ENLACE
QUIMICO
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

3. 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

4.  Los electrones de una valencia de un elemento químico son
el total de electrones que se encuentra en e nivel mas alto
son los electrones que se encuentran en la ultima capa del
átomo.
 A través de la configuración electrónica podemos saber el
numero de electrones de valencia que tiene un átomo y por
lo tanto el numero de enlaces que puede formar. por
ejemplo

6. iónico
 Tipos de enlace covalente
metalico

7. Enlace iónico
 En química y en física, un enlace iónico o electro Valente es
el resultado de la presencia de atracción electrostática entre
los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente
electropositivo y otro fuertemente electronegativo. ​Eso se da
cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del
otro.
 Vamos a ver como se produce la formación de cloruro de
sodio
 El electrón metalico,el sodio NA,cede un electrón de su nivel
mas externo convirtiéndose en el ion positivo NA+

8.  El elemento no metalico, el cloro CL,recibe un electrón en su
nivel mas externo convirtiéndose en el ion negativo CL.

9. Cristales ionicos
 Son los cristales constituidos por un conjunto de iones de
signo
 contrario unidos por fuerzas de carácter mayoritariamente
 electrostático, y en los cuales todo el cristal podría ser
considerado
 como una molécula porqué los iones estén enlazados con
sus
 vecinos, y estos con los otros y así sucesivamente.

10. Propiedades y características de
los compuesto iónicos

11. Enlace metálicos

12. Enlace metalico
 Es la atracción simultánea de uno o más electrones por más
de un núcleo. Enlace metálico:, enlace químico que ocurre
entre los átomos de metales entre sí, (unión entre núcleos
atómicos y los electrones de valencia, que se agrupan
alrededor de éstos como una nube).
 Los átomos de los metales no forman moléculas sino que se
colocan ordenadamente constituyendo una estructura
cristalina lo mas compacta posible
 Cada uno de los átomos se desprende de sus electrones
de valencia convirtiéndose en ion positivo

13. Ejemplos
 Enlaces entre los átomos de Plata (Ag).
 Enlaces entre los átomos de Oro (Au).
 Enlaces entre los átomos de Cadmio (Cd).
 Enlaces entre los átomos de Hierro (Fe).
 Enlaces entre los átomos de Níquel (Ni).

14. Características y propiedades
Características:
 Se da entre átomos metálicos.
 Los cationes forman una estructura cristalina y los electrones
ocupan los intersticios que quedan libres en ellos sin estar
fijados en ningún catión concreto (mar de electrones)
 Los electrones están, pues, bastante libres pero estabilizan
la estructura al tener carga contraria a los cationes.
 Propiedades:
 Suelen ser sólidos a temperatura ambiente.
 Tienen puntos de fusión y ebullición muy variado (aunque
suelen ser más bien alto).
 Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.

15.  Presentan brillo metálico.
 Son muy solubles en estado fundido en otros metales
formando aleaciones.
 Son dúctiles y maleables (no frágiles).

16. Enlace covalente

17. Enlace covalente
 Un enlace covalente entre dos átomos se
produce cuando estos átomos se unen, para
alcanzar el octeto estable, compartiendo
electrones del último nivel. La diferencia de
electronegatividad entre los átomos no es lo
suficientemente grande como para que se
produzca una unión de tipo iónica.
Ejemplo

18. 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.

19. Excepciones de la regla del octeto
 Los átomos de los elementos que se encuentran después
del segundo periodo de la tabla periódica, pueden acomodar
más de ocho electrones en su capa externa. Ejemplos de
esto son los compuestos PCl5 y SF6.
 Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen
átomos con menos de ocho electrones en su capa externa.
Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF3). En la molécula de
BF3 el átomo de boro central sólo tiene electrones a su
alrededor.

20.  Por último, necesita subyacerse un punto: Antes de que se
puedan escribir algunas estructuras de Lewis, se debe
conocer la forma en que los átomos están unidos entre sí.
Considérese por ejemplo el ácido nítrico. Aunque la fórmula
del ácido nítrico con frecuencia se representa como HNO3,
en realidad el hidrógeno está unido a un oxígeno, no al
nitrógeno. La estructura es HONO2 y no HNO3. Por lo tanto
la estructura de Lewis es:

21. Enlace simple:los átomos comparten
un par de electrones.Ej las moléculas de
hidrogeno, cloro y agua.
Enlace doble:son los atomos que
comparten dos pares de electrones. Ej
la molecula de oxigeno y dioxido de
carbono.

22. Enlace triple : las moléculas
comparten tres pares de atomos.Ej
la molécula de. nitrógeno y etino

23. Electronegatividad y polaridad de
los enlaces covalentes
 1. El enlace covalente puede ser polar o no polar.
 2. Sí los átomos que forman el enlace covalente son idénticos,
los electrones del enlace son igualmente compartidos por
ambos átomos y será un enlace covalente no polar.
 3. Sí son átomos distintos, los electrones del enlace estarán
más atraídos hacia uno de los átomos y será un enlace
covalente polar.
 4. Los electrones de un enlace covalente polar están más
atraídos hacia el átomo más electronegativo y este tendrá una
carga parcial negativa (d─), el otro átomo tendrá una carga
parcial positiva (d+). Esta no es una carga verdadera como la
de los iones porque los electrones no están transferidos sino
compartidos.
 5. La separación de cargas parciales en un enlace covalente
polar crea un dipolo eléctrico (dos polos). La polaridad del
enlace también se representa mediante una flecha que apunta
hacia el polo negativo.

24.  6. La electronegatividad es la capacidad de un átomo de
atraer hacia sí los electrones del enlace covalente.
 7. Linus Pauling desarrolló una escala empírica de
electronegatividades de los elementos cuando están
enlazados al hidrógeno. Le asignó al flúor, que es el
elemento más electronegativo, un valor de 4,0.
 8. A medida que aumenta el número atómico en los
elementos representativos de la tabla periódica, la
electronegatividad aumenta en los períodos y disminuye en
los grupos. Esta variación es inversa a la del carácter
metálico.
 9. Aunque los valores calculados por Pauling son teóricos, la
diferencia de electronegatividades entre los átomos que
forman un enlace constituye una cierta medida de la
polaridad del enlace.
 10. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividades
entre dos átomos, mayor será la polaridad del enlace que
forman. En el caso de moléculas formadas por más de dos
átomos, algunas moléculas aunque posean enlaces polares
pueden ser no polares