Este documento trata sobre los enlaces covalentes. Explica que estos enlaces involucran el intercambio de pares de electrones entre átomos para alcanzar la configuración de un gas noble. Define los enlaces simples, dobles y triples dependiendo de la cantidad de pares compartidos. También describe los diferentes tipos de enlaces covalentes como no polares, polares, normales y dativos.

1. I.E ARGENTINA
NOMBRE: Gina Flor
APELLIDOS: Apumayta Unocc
PROFESOR: Cornelio González
Torres
GRADO: 3
SECCION: “A”
2015

2. ENLACE COVALENTE
 Son pares de electrones compartidos entre dos átomos, puede necesitar
compartir uno o mas pares de electrones para alcanzar para alcanzar la
configuración de gas noble.
 Si dos átomos comparten solo un par de electrones, hablamos de un enlace
simple.
 si dos átomos comparten dos pares de electrones, hablamos de un enlace
doble.
 Si dos átomos comparten tres pares de electrones, hablamos de un enlace
triple.

3. PROPIEDADES DE LA SUSTANCIA
COVALENTE
 Al igual que en el caso de las sustancias iónicas, el estado de agregación de
las sustancias covalentes queda determinado por la intensidad con que se
atraen las partículas que las forman (en este caso, las moléculas).

4. TIPOS DE ENLACE
COVALENTE

5. ENLACE COVALENTE NO POLAR
 Se forma entre dos átomos iguales o diferentes, y la diferencia de
electronegatividad debe ser cero o muy pequeña (menor que 0,4).

6. ENLACE COVALENTE POLAR
 Se forma entre dos atomos diferentes y la diferencia de electronegatividad
debe des moyor que 0,4 y menor que 1,7 .

7. ENLACE COVALENTE NORMAL
 En el, cada átomo aporta un electrón del par comparten.

8. ENLACE COVALENTE DATIVO
 También llamado coordinado, es aquel en que el par de electrones
compartido solo es aportado por uno de los átomos.

9. ENLACE METALICO
 Se forma cuando se combinan entre si átomos metálicos que tienen tendencia
a alcanzar la configuración de gas noble y pierden electrones.

10. METAÑLES EN LA TABLA PERIODICA

11. PROPIEDADES DELOS METALES
 Son solidos a temperatura ambiente(excepto el mercurio, que es liquido) en
una estructura interna cristalina.(cinc)
 Presentan brillo. Los electrones libres de la superficie absorben y emirten luz
con facilidad.(cromo)

12. GEOMETRIA MOLECULAR
 Es el ordenamiento tridimensional de los átomos de una molécula es conocido
como geometría molecular.

13. TEORIA DE REPULSION DE PARES DE
ELCTRONES(TRPE)
 Esta teoría se basa en las moléculas estables adquieren la orientación que
provoca menor repulsión entre los pares electrones del nivel de valencia.

14. DISPOSICION MOLECULAR

15. FUERZAS INTEMOLECULARES
 El comportamiento de sustancias depende también de las fuerzas que se
establecen entre sus moléculas.

16. FUERZAS DE VAN DER WAALS
 Son las fuerzas intermoleculares menos intensas; fueron estudiadas por el
científico Johannes van der Waals.
FUERZA DIPOLO-DIPOLO FUERZA DE LONDON O DISPERSION

17. PUENTES DE HIDROGENO
 Son fuerzas que aparecen en moléculas con átomos de hidrogeno unidos con
átomos muy electronegativos y de pequeño tamaño, como el nitrógeno, el
oxigeno y el flúor.