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Enlaces Químicos
Enlaces Químicos Tendencia a ganar o perder electrones: Clasifica los átomos de la derecha, arrastrándolos al cuadro correspondiente, según su tendencia a ganar o perder electrones:
Enlace iónico Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.   Ejemplo : La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio.
Enlace covalente Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los  átomos no metálicos. Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al  compartir un par de electrones  entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos. Se forman así  moléculas : pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. Enlace covalente polar:   Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales  Ejemplo: SO. Enlace covalente apolar:  Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.   Ejemplo : El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente.
Enlace covalente
Enlace metálico Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na + , Cu 2+ , Mg 2+ . Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica.  Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.
Sólidos metálicos (propiedades características) Sus unidades estructurales son electrones y cationes, con cargas de +1, +2 o +3. Los cristales metálicos están formados por un conjunto ordenado de iones positivos.   Estos iones están anclados en su posición, como boyas en un "mar" móvil de electrones. Los electrones no están sujetos a ningún ion positivo concreto, sino que pueden deambular a través del cristal. Esta estructura explica muchas de las propiedades características de los metales: 1. Conductividad eléctrica elevada.  Por la presencia de un gran número de electrones. 2. Buenos conductores del calor.  El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones. 3. Ductilidad y maleabilidad.  Los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.  4. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes.  Ningún metal se disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a la disolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos.

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  • 2. Enlaces Químicos Tendencia a ganar o perder electrones: Clasifica los átomos de la derecha, arrastrándolos al cuadro correspondiente, según su tendencia a ganar o perder electrones:
  • 3. Enlace iónico Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A. Ejemplo : La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio.
  • 4. Enlace covalente Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos. Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos. Se forman así moléculas : pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales Ejemplo: SO. Enlace covalente apolar: Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace. Ejemplo : El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente.
  • 6. Enlace metálico Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na + , Cu 2+ , Mg 2+ . Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.
  • 7. Sólidos metálicos (propiedades características) Sus unidades estructurales son electrones y cationes, con cargas de +1, +2 o +3. Los cristales metálicos están formados por un conjunto ordenado de iones positivos. Estos iones están anclados en su posición, como boyas en un "mar" móvil de electrones. Los electrones no están sujetos a ningún ion positivo concreto, sino que pueden deambular a través del cristal. Esta estructura explica muchas de las propiedades características de los metales: 1. Conductividad eléctrica elevada. Por la presencia de un gran número de electrones. 2. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones. 3. Ductilidad y maleabilidad. Los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.  4. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes. Ningún metal se disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a la disolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos.