Enlace quimico

La Química
La vida es una reacción química que
sólo requiere de equilibrio
Priyavrat Gupta
Edición
01
Auditoria U. E. Instituto la Salle
Prof.. Ericka fuentes
Alumna Marien montilla martinez

Contenido
o Enlace Químico..………………………………Pg. 01
o Electrones de Valencia…………………….Pg. 03
o Tipos de Enlace (Iónico, Covalente y
Metálica)…………………………………………..Pg. 06
o Estructura de Lewis…………………………Pg. 08
o Naturaleza en el enlace covalente (Simple,
doble, Triple)…………………………………....Pg. 11
o Electronegatividad…………………………..Pg. 14
o Polaridad de enlaces covalentes………Pg. 15
o Recreación…………………………………….Pg. 17
Pg. 00 Auditoria U. E. Instituto la Salle

Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza
del enlace químico son tan tempranas como en el
siglo XII, Se suponía que ciertos tipos de especies
químicas estaban unidas entre sí por un tipo de
afinidad química.
En 1704, Isaac Newton expreso su teoría de enlace
atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los
átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza".
Específicamente, después de investigar varias teorías
populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los
átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo,
"átomos enganchados", "átomos pegados unos a
otros por reposo", o "unidos por movimientos
conspirantes", Newton señaló lo que inferiría
posteriormente a partir de su cohesión que:
Las partículas se atraen unas a otras por alguna
fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente
grande, a distancias pequeñas desempeñan
operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no
lejos de las partículas.
Pg. 01 Prof.. Ericka fuentes

El enlace químico es el proceso químico
responsable de las interacciones atractivas entre
átomos y moléculas.
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.
E
N
L
A
C
E
Q
U
I
M
I
C
O
¿Qué es?

Estos niveles de energía
externos son aquellos que serán utilizados en la
formación de compuestos, a los cuales se les
denomina como electrones de valencia.
La valencia de un elemento es el número de
electrones que necesita o que le sobra para tener
completo su último nivel. La valencia de los gases
nobles, por tanto, será cero, ya que tienen completo
el último nivel. En el caso del sodio, la valencia es 1,
ya que tiene un solo electrón de valencia, si pierde
un electrón se queda con el último nivel completo.
Ellos son los
responsables de
la interacción entre
átomos de distintas
especies o entre los
átomos de una misma.

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 de los
elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo.

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.

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.

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.

o El hidrógeno tiene un sólo
orbital en su capa de valencia la
cual puede aceptar como
máximo dos electrones.
o El berilio que se completa
con una cantidad de cuatro
electrones.
o El boro que requiere de seis
electrones para llevar a cabo esta
función.
Por otra parte, los átomos no
metálicos a partir del tercer
período (Fósforo y Azufre)
pueden formar "octetos
expandidos" es decir, pueden
contener más que ocho
electrones en su capa de
valencia, por lo general
colocando los electrones extra en
subniveles.

Formado por dos pares electrónicos compartidos, es
decir por dos electrones pertenecientes al último nivel
de energía de cada átomo y se representa con dos
líneas paralelas. Ejemplo: O=O

Formado por tres pares electrónicos compartidos, es
decir por tres electrones pertenecientes al último nivel
de energía de cada átomo y se representa con tres
líneas paralelas. Ejemplo: N≡N

La electronegatividad es una medida de la frecuencia
de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones
de otro covalente. Los diferentes valores de
electronegatividad clasifíquense según diferentes
escales, entre elles la escala de Pauling y la escala de
Mulliquen.

Hasta el momento, los enlaces
covalentes fueron definidos en el
ámbito de cómo dos núcleos
comparten sus electrones, sin
tomar en cuenta la naturaleza de
ellos. Existen sin embargo,
diferencias destacables en esa
relación.
Si fuese considerada la molécula de H, donde dos átomos
de hidrógeno comparten un par de electrones, se tiene a
este par siendo atraído con la misma intensidad por los
dos núcleos. Lo mismo sucede con la molécula del Cloro.
Por otra parte, cuando átomos diferentes están
enlazados, no siempre este enlace será realizado en forma
simétrica. Por ejemplo podemos considerar la molécula
del Ácido Clorhídrico, en su molécula tenemos un átomo
de Hidrógeno, enlazado a uno de Cloro, siendo el par de
electrones atraído por ambos núcleos, la gran diferencia
en la electronegatividad de estos átomos resulta en una
mayor atracción del par de electrones por el núcleo del
cloro.

De esta manera, la nube electrónica que forma el
enlace estará distorsionada generando una falta de
electrones (o carga parcial positiva) en torno al
hidrógeno y un exceso de ellos (o carga parcial
negativa) en torno al cloro.
Se puede entonces clasificar los enlaces covalentes en
dos tipos: aquellos donde la nube electrónica no está
polarizada, formada con átomos de electronegatividad
semejante y aquellas donde ella se encuentra
polarizada, en el caso de los núcleos con
electronegatividad marcadamente diferentes.
Estos dos tipos de enlace covalente son conocidos
como enlace covalente polar y no polar.

Repasemos algunas puntos buscando las palabras
siguientes:
+ Polaridad. + Enlace. + Electrones.
+ Biología . + Metálico. + Valencia.
+ Covalente. + Iónico.
SOPA DE LETRAS
P O L A R I D A D E
B H J L U O Y I O L
G I B E P N Y C C E
P Q O N W I A N I C
E U C L X C B E L T
H L Ñ A O O Q L A R
P X T C V G J A T O
Y N G E M K I V E N
Z C R T S G H A M E
C O V A L E N T E S

Auditoria U. E. Instituto la Salle
Prof. Ericka fuentes
La Ciencia es la Progresiva
aproximación del hombre al
mundo real
-Max Planck-
Edición
01
Ci 29972397

Enlace quimico

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

La actualidad más candente (20)

Similar a Enlace quimico

Similar a Enlace quimico (20)

Último

Último (20)

Enlace quimico