El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos entre átomos. Explica que los átomos forman compuestos al enlazarse para alcanzar configuraciones más estables. Describe tres tipos principales de enlaces: iónicos, covalentes y metálicos. Los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, los covalentes comparten o comparten asimétricamente electrones, y los metálicos involucran electrones que se mueven libremente entre los átomos.

1. Enlaces Químicos

2. Átomos Estables
• ¿Por que los átomos forman compuestos enlazándose
con otros átomos?
• Todo en el universo busca los estados mas estables.
Para los átomos la máxima estabilidad es tener sus
subniveles s y p completos.
• Algunos átomos ganan e- y otros pierden para tener
estructuras mas estables

3. Electrones de valencia
• Son los electrones del mayor nivel de energía
• El numero de electrones en el ultimo nivel de energía
determina cuantos e puede ganar o perder el átomo.

4. Regla del Octeto
• La regla del octeto es la tendencia de los
átomos a tener una configuración
electrónica similar a los gases nobles.
• Con excepción de He los gases nobles
tienen 8 electrones en su ultimo nivel de
energía

5. Estructuras de Lewis
Solo aplica para elementos representativos

6. Simbología punto electrón
6
Los electrones del ultimo nivel son
representados con un punto
 Los electrones de Valencia se
acodan alrededor del símbolo
del elemento.
 Mg tiene 2 electrones de
Valencia. Pueden tener muchas
representaciones
Mg
Mg Mg Mg Mg

7. Lewis estructuras
El átomo es representado con su símbolo rodeado por sus
electrones de Valencia en forma de puntos
Pasos
1. Escribir la configuración electrónica.
2. Identificar los e- de valencia.
3. Dibujar los electrones de valencia alrededor del símbolo.
– En cada lado (arriba, abajo, derecha, izquierda) se colocan
máximo dos e-
– Primero se llena cada lado con un electrón y luego se
forman pares

8. Ejemplo: Hidrógeno
Primero se determina la configuración
electrónica del elemento que se desea
representar.
En el caso del hidrógeno será:
1H = 1S1
Número solo tiene un electrón
atómico de valencia.
• Se identifica el número de electrones del
último nivel.

9. Figura de Lewis
Los electrones de valencia se dibujan
alrededor del símbolo del elemento
Símbolo del Unico electrón
hidrógeno de valencia
H *

10. Estructura de Lewis
Configuración electrónica:
5B=1s22s22p1
Ultimo nivel
de energía
Electrones de
valencia
Primero se coloca
Un e- , si hubiera mas
De 4 e- entonces se
empieza a formar
parejas
*
B

11. Estructura de Lewis
Configuración electrónica:
8O=1s22s22p4
O*
**
*
*
*
Numero de
electrones
de valencia = 7
Máximo nivel
de energía

12. Bromo
Configuración Electrónica
35 Br =1s22s22p63s23p64s23d104p5
Br
Numero de
electrones
de valencia = 7
Máximo nivel
de energía
*
**
**
**

13. Los elementos de una familia los mismos e-
de valencia y sus figuras de Lewis son
iguales

14. Elemento Configuración electrónica e- Valencia
Diagrama
Lewis
Predicción
de e- a
ganar o
perder
11Na
7 N
16 S
17 Cl

15. Tipos de Enlaces

16. Introducción
• Enlaces químicos
–Son la fuerza que mantiene a los
átomos juntos en una molécula.

17. Introducción
Enlaces químicos
–En general los electrones se pueden
ganar, perder o compartir entre
átomos.

18. Introducción
Tipos de
Enlaces
– Enlaces
Iónicos
– Enlaces
Covalentes
– Enlaces
metálicos

19. Enlaces
• Enlaces Intermoleculares: Enlaces dentro
de la molécula:
– Iónico
– Covalente
– Metálico

20. Enlaces Iónicos
• Trasferencia de
electrones (formación de
iones)
• Metal con un no metal
• La diferencia de
electronegatividad es
mayor 1.7
• En solución conducen la
electricidad

21. Iónico
• Se da entre un metal y no metal
• La diferencia de electronegatividad debe
ser 1.7 o mayor

22. Cuando se forma un enlace iónico, el
elemento metálico pierde electrones y
en no metal gana teniendo 8 electrones
en su ultimo nivel.

23. Los no metales ganan electrones:
Este proceso es llamado reducción.
:Cl. + 1e- :Cl: - 1 Ion Cloruro
:O: + 2e- :O: -2 Ion Oxido
:N. + 3e- :N: -3 Ion nitruro
Formación de aniones

24. Los metales pierden electrones formando
cationes:
Al proceso de perder electrones se le llama
oxidación.
Na. Na+ + e-
Mg: Mg2+ + 2 e-
:Al. Al 3+ + 3 e-
Formación de cationes

25. Cuando los compuestos iónicos están disueltos en
agua, se disocian formados una solución con iones:
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
Como resultado conducen la corriente eléctrica y son
llamados electrolitos.
Compuestos Iónicos en solución
H2O

26. Covalentes
• Covalente Polar
– Los e- se comparte
Simétricamente
- Diferencia de electronegativa es menor a
0.4
• Covalente no polar
– Los electro e- se comparten de modo
asimétrico
– La diferencia de electronegatividad es
menor a 1.7

27. Enlace Metálico
• Es la unión de un metal con un no metal
• Están unidos por electrones en movimiento
(mar de electrones )
• Buenos conductores del calor y electricidad

28. Enlace Covalente
• Se comparten electrones
• Es la unión de un no metal con un no metal
• No conducen la corriente eléctrica
– Enlaces no polares: Entre átomos cuya
diferencia de electronegatividad es menos 0.4
– Enlaces polares : Entre átomos cuya diferencia
de electronegatividad esta entre 0.4 y 1.7

29. Enlaces polar y no polar
H-H es no-polar por que la diferencia de
electronegatividad es 0.
Cl-Cl is no-polar.
H-Cl es polar por que existe una diferencia
de electronegatividad pero menor a 1.7
( H = 2.1, Cl = 3.0 )

30. Diferencia de electronegatividad
0.4 1.7

31. Tipo de enlace Tipo de
elementos
(metal, no
metal)
Electronegativi
dad de cada
elemento
Diferencia de
electronegatividad
Comportamiento
electrónico. (Gana,
pierde, comparte,
se mueve
libremente)
Conducción
de calor y
electricidad
Iónico
Covalente
(polar)
Covalente
(no-polar)
Metálico

32. • http://www.youtube.com/watch?v=QXT4O
VM4vXI
• http://www.youtube.com/watch?v=yjge1W
dCFPs

33. Estructuras de Lewis para moléculas
1. Dibuje la figura de Lewis para cada
elemento(Use puntos para un elemento y
cruces para el otro)
2. Coloque a los átomos en orden lógico.
Recuerde que el mas electronegativo es
negativo y el otro positivo
3. Distribuya los electrones para cumplir el
octeto
F O F