1. Sigamos Activándonos con:

2. 
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Fuerzas que mantienen unidos a los átomos
entre sí para formar moléculas o iones.
Presentan interacciones electrostáticas.
Al formarse un enlace se desprende energía.
La distancia a la que se colocan los átomos es
a la que se desprende mayor energía
produciéndose la máxima estabilidad.
Los átomos se unen porque así tienen una
menor energía y mayor estabilidad que estando
separados.

3. 
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
Generalmente, los átomos buscan su máxima
estabilidad adoptando un a configuración
electrónica similar a la que tienen los gases
nobles (1s2 o ns2p6).
El comportamiento químico de los átomos
viene determinado por la estructura electrónica
de su última capa (capa de valencia).
Para conseguir la conf. electrónica de gas
noble, los átomos perderán, capturarán o
compartirán electrones (regla del octeto).

4. 

Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
◦ Covalente
◦ Metálico

Intermolecular: unen unas moléculas a
otras.

5. 
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Se da entre metales y no-metales.
Los metales tienen, en general, pocos
electrones en su capa de valencia y tienden a
perderlos para quedar con la capa anterior
completa (estructura de gas noble)
convirtiéndose en cationes.
Los no-metales tienen casi completa su capa
de valencia y tienden a capturar los
electrones que les faltan convirtiéndose en
aniones y conseguir asimismo la estructura
de gas noble.

6. 

En enlace iónico se da por la atracción electrostática
entre cargas de distinto signo, formando una
estructura cristalina.
Ejemplo:
Na –––––– Na+
Cl –––––– Cl–

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1 e–
El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl– uniéndose a
todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe
una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el
e–.
La fórmula de estos compuestos es empírica.

7. 
Se forma una
estructura
cristalina
tridimensional
en donde
todos los
enlaces son
igualmente
fuertes.

8. 
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


Duros.
Punto de fusión y ebullición altos.
Sólo solubles en disolventes polares.
Conductores en estado disuelto o
fundido.
Frágiles.

9. Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
Fragilidad

10. 


Se da entre dos átomos no-metálicos por
compartición de e– de valencia.
La pareja de e– (generalmente un e– de cada
átomo) pasan a girar alrededor de ambos
átomos en un orbital molecular.
Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro
ninguno se denomina ”enlace covalente
coordinado” o “dativo”.

11. 
Puede ser:
Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.

Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.

Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.

No es posible un enlace covalente cuádruple
entre dos átomos por razones geométricas.


12. 
Enlace covalente puro
◦ Se da entre dos átomos iguales.

Enlace covalente polar
◦ Se da entre dos átomos distintos.
◦ Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el
enlace iónico.

13. 

Todos los átomos deben tener 8 e– en su
última capa (regla del octeto) a excepción
del hidrógeno que completa su única capa
con tan sólo 2 e– .
La pareja de e– compartidos se encuentra
desplazada hacia el elemento más
electronegativo, por lo que aparece una
fracción de carga negativa “–” sobre éste y
una fracción de carga positiva sobre el
elemento menos electronegativo “+”.

14. Se forma cuando uno de los átomos cede los 2
e– y el otro ninguno.
 Se representa con una flecha “” que parte del
átomo que pone la pareja de e– .
 Ejemplo:


··
··
+  H–O–H  H O+
Hx ·O ·x H + H
3
··

H
+
+

15. 


Forman enlaces
covalentes simples
en dos o tres
dimensiones del
espacio con
átomos distintos.
Ejemplos:
SiO2, C (diamante),
C (grafito)
ESTRUCTURA DEL GRAFITO

16. 
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

Moleculares
Puntos de fusión y
ebullición bajos.
Los compuestos
covalentes apolares
(puros) son solubles en
disolventes apolares y
los polares en
disolventes polares.
Conductividad parcial
sólo en compuestos
polares.




Atómicos
Puntos de fusión y
ebullición muy
elevados.
Insolubles en todos
los disolventes.
No conductores (el
grafito sí presenta
conductividad por la
deslocalización de un e–
de cada átomo).

17. 
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

Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e– .
Los cationes forman una estructura
cristalina, y los e– ocupan los intersticios
que quedan libres en ella sin estar fijados a
ningún catión concreto (mar de e– ).
Los e– están, pues bastante libres, pero
estabilizan la estructura al tener carga
contraria a los cationes.

19. 



Punto de fusión y ebullición
muy variado (aunque
suelen ser más bien alto)
Son muy solubles en estado
fundido en otros metales
formando aleaciones.
Muy buenos conductores
en estado sólido.
Son dúctiles y maleables
(no frágiles).

20. 
Enlace (puente) de hidrógeno
◦ Se da entre moléculas muy polarizadas por ser
uno de los elementos muy electronegativo y el
otro un átomo de H, que al tener “+” y ser muy
pequeño permite acercarse mucho a otra
molécula.

Fuerzas de Van der Waals:
◦ Fuerzas de dispersión (London)
◦ Atracción dipolo-dipolo

21. 
Fuerzas de dispersión (London):
◦ Aparecen entre moléculas apolares. En un momento
dado la nube electrónica se desplaza al azar hacia
uno de los átomos y la molécula queda polarizada
instantáneamente. Este dipolo instantáneo induce la
formación de dipolos en moléculas adyacentes.

Atracción dipolo-dipolo:
◦ Se da entre moléculas polares. Al ser los dipolos
permanentes la unión es más fuerte.

22. Fuerzas de dispersión
Enlace hidrógeno
Atracción dipolo-dipolo