Este documento presenta una introducción a los enlaces químicos, incluyendo la clasificación de enlaces iónicos, covalentes y sus variaciones. Explica conceptos clave como la regla del octeto, electronegatividad y estructuras de Lewis. Además, describe las teorías para explicar los diferentes tipos de enlaces y provee ejemplos comunes de cada uno.

1. INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
ENLACES QUIMICOS
Unidad 3
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2. TEMARIO
3.1 Introducción.
• 3.1.1 Concepto de enlace químico.
• 3.1.2 Clasificación de los enlaces
químicos.
• 3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la
Regla del Octeto.
3.2 Enlace Covalente.
• 3.2.1 Teorías para explicar el enlace
covalente y sus alcances.
•
•
•
3.2.1.1 Teorías del Enlace de Valencia.
3.2.1.2 Hibridación y Geometría
molecular.
3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular.
3.3 Enlace iónico.
• 3.3.1 Formación y propiedades de los
compuestos
• iónicos.
• 3.3.2 Redes cristalinas.
• 3.3.2.1 Estructura.
• 3.3.2.2 Energía reticular.
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3. INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
INTRODUCCIÓN
Unidad 3
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4. INTRODUCCIÓN
Clasificación de los Enlaces Químicos
Enlace Químico
•
Los átomos, moléculas
e iones y se unen entre
sí porque al hacerlo se
llega a una situación de
mínima energía, lo que
equivale a decir de
máxima estabilidad.
Son los electrones más
externos, los también
llamados electrones de
valencia los
responsables de esta
unión, al igual que de
la estequiometría y
geometría de las
sustancias químicas.
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5. INTRODUCCIÓN
Regla del Octeto: Átomos
•
•
•
Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma
tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético
más exterior (capa de valencia), esta configuración les proporciona
gran estabilidad.
GASES NOBLES: “Los átomos tienden a completar 8 electrones en la
capa de valencia para adquirir la estructura de gas noble, cediendo,
ganando o compartiendo electrones” Lewis 1916.
ESTRUCTURA O NOTACIÓN DE LEWIS
–
–
La notación o estructura de Lewis es una representación
gráfica que muestra la cantidad de electrones de valencia que
hay en el último nivel energético (capa de valencia).
Representación de la cantidad de electrones de valencia en
forma de puntos alrededor del elemento químico (símbolo),
como vemos en el ejemplo del Átomo de Argón (Ar) con
niveles energéticos completos y estables.
Otros ejemplos:
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6. INTRODUCCIÓN
Estructura de Lewis: Átomos
Bohr
Lewis
La estructura de Lewis
permite representar la
Regla del Octeto en la
unión de los átomos
(Enlace Químico)
Estructura de Lewis de los átomos
Modelos de Bohr de los átomos
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7. INTRODUCCIÓN
Relaciones entre la electronegatividad y el
enlace en Iones, Átomos o Moléculas
•
La electronegatividad es la medida de la capacidad de átomo para atraer a
los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.
•
La electronegatividad de un átomo determinado está afectada
fundamentalmente por dos magnitudes: la masa atómica y la distancia
promedio de los electrones de valencia respecto al núcleo atómico.
•
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico.
Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman
enlaces covalentes con la carga negativa en el átomo de mayor
electronegatividad.
Iónico
Covalente Polar
Covalente No polar
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8. INTRODUCCIÓN
Modelos de Bohr: Iones, Átomos o Moléculas
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9. INTRODUCCIÓN
Enlace Químico: Iones, Átomos o Moléculas
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10. INTRODUCCIÓN
Enlace Químico: Iones, Átomos o Moléculas
Hibridación
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11. INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
ENLACE IÓNICO
Unidad 3
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12. INTRODUCCIÓN
Enlace Iónico: Iones
•
Se llama ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE a la
fuerza de atracción electrostática existente entre
iones de cargas opuestas.
•
Cuando mayor sea la diferencia de
electronegatividad, mayor es la posibilidad de que
los electrones sean transferidos uno a otro y de que
formen un enlace IÓNICO.
•
La carga del ión esta determinada por el número de
electrones que gana o pierde para adquirir la
configuración del gas noble, que precede o le
antecede.
–
–
Sí gana electrones se forma un ión negativo
Sí pierde electrones se forma un ión positivo
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13. INTRODUCCIÓN
Enlace Iónico: Iones
• Formación de la red
cristalina de un compuesto
iónico formado por la unión
de dos iones.
10 ejemplos enlaces iónicos:
La regla del Octeto la cumple
el ión Cl
Electronegatividad Na-Cl (3.0-0.9)2.1
*Generalmente son sólidos
Iónico
Covalente Polar
Covalente No polar
Cloruro de Sodio (NaCl)
Cloruro de Potasio (KCl)
Ioduro de Potasio (KI)
Oxido de Hierro (FeO)
Cloruro de Plata (AgCl)
Oxido de Calcio (CaO)
Bromuro de Potasio (KBr)
Oxido de Zinc (ZnO)
Oxido de Berilio (BeO)
Cloruro de Cobre (CuCl2)
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14. INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
ENLACE COVALENTE
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15. • Enlace Covalente: Átomos
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Se llama enlace covalente a la fuerza de
atracción entre núcleos de los átomos no
metálicos y el par de electrones
compartidos entre ellos.
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16. INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
• Enlace Covalente Polar: Átomos
•
•
Formación de moléculas al unirse
elementos no metálicos entre sí o con el
hidrógeno, es decir, entre átomos de
electronegatividades semejantes y altas
en general.
Este enlace se debe esencialmente a la
compartición de electrones entre distintos
átomos.
Estructura de Lewis del Agua
Ejemplos:
Enlace O-H 3.5-2.11.4
*Generalmente son líquidos
Iónico
Covalente Polar
Covalente No polar
NH3
C2H6
C2H2
HBr
Este tipo de enlace se presenta cuando se
unen dos átomos No Metálicos de diferente
electronegatividad, compartiendo pares de
electrones.
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17. • Enlace Covalente No-Polar: Átomos
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El caso más sencillo es el enlace covalente puro o no
polar de la molécula de hidrógeno, cada hidrógeno
contribuye con un electrón para formar el enlace. El
enlace covalente se indica con una línea entre los
símbolos de los átomos unidos. Esa línea significa la
existencia de un par de electrones compartido.
Ejemplos:
Tetracloruro de carbono
Este tipo de enlace se presenta cuando
se unen dos átomos de un mismo
elemento y cuya diferencia de
electronegatividad es CERO.
Enlace C-Cl 3.0-2.50.5
*Generalmente son gases
Iónico
Covalente Polar
Covalente No polar
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18. • Enlace Covalente Coordinado: Átomos
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•
Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con
otro átomo, pero aportado por uno de ellos solamente.
•
Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que un átomo “donador” tenga un par de
electrones en un orbital exterior y otro átomo “aceptor” pueda recibir un par de electrones en su
capa de valencia.
•
Este enlace es muy común en los óxidos no metálicos y en los iones complejos de los metales de
transición.
Ejemplos:
H2SO4
HNO3
NH4
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