1. • Presentado por:
• Yolanda Andrade
• Angélica Montoya
• David Yepes

3. La naturaleza del enlace químico
•La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a
estados de mayor estabilidad.
•Los átomos se unen si y alcanzan una situación más estable que
cuando están separados.
•Los electrones más externos son los responsables de esa unión.

4. 4
¿POR QUÉ SE UNEN LOS
ÁTOMOS?.
¿POR QUÉ SE UNEN LOS
ÁTOMOS?.
La tendencia general de cualquier sistema físico es
alcanzar una situación de energía mínima. Si dos
átomos se acercan se pueden producir dos
situaciones
a) El estado de mínima energía se alcanza con
los átomos infinitamente separados
No se forma el enlace
Se forma el enlace
Se llama electrovalencia al número de electrones intercambiados entre dos
elementos para formar enlaces
Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o ganan los e-
necesarios
para adquirir la estructura de un gas noble, con 8 e-
en la última capa: regla
del octeto (W. Kossel)
b) El estado de mínima energía se alcanza si la
distancia entre los átomos es r0 (distancia de
enlace)

5. ENLACE IÓNICO
(postulado por Linus Pauling)
ENLACE IÓNICO
(postulado por Linus Pauling)
CATIONES (Carga positiva)
A+
CATIONES (Carga positiva)
A+
Atracción eléctrica entre iones de distinto signo.
A+
A-
Átomos de METAL
(Ceden e- formando cationes)
Átomos de NO METAL
(Cogen e- formando aniones)
ANIONES ( Carga negativa )
A-
ANIONES ( Carga negativa )
A-

6. EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio
Na
Cl
Na+
Cl-
Coge el electrón del sodio y
completa su última capa
Cede su electrón de la
última capa al cloro

7. Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio
originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA.
Cristal de cloruro
de sodio
( Sal común)
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
+
++
+
++
+ + +

8. Según Linus Pauling el enlace iónico se produce entre átomos de
elementos que posean electronegatividades muy distintas.
El elemento de menor energía de ionización transfiere electrones al de mayor
afinidad electrónica, por lo que los átomos se transforman en
iones con cargas de signo contrario.
2
0
21
d
qq
KF ±=
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
• Sólidos a temperatura ambiente
• Son siempre cristales
• Son duros pero frágiles
• Si los cristales se golpean, se
fracturan por planos, al repelerse
los iones de igual carga eléctrica

9. Red cúbica centrada en el cuerpo
Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica
Red de la fluorita CaF2
Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS constituidos por redes
tridimensionales de iones
Se denomina índice de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo
signo que rodean a otro de signo contrario y se sitúan a una distancia mínima
IC 8
IC 8:4
IC 6
IC 4

10. EL CICLO DE BORN-
HABER.
EL CICLO DE BORN-
HABER.El ciclo de Born-Haber permite describir el proceso de formación de una red iónica
desde el punto de vista termodinámico, separando el proceso total en procesos
parciales, como ocurre, por ejemplo, en la formación de un cristal de cloruro de
sodio ( NaCl) además de ser un ciclo de reacciones químicas desarrollado en un
principio por el físico Max Born y el químico alemán Fritz Haber en 1917.
NaCl (cristal)
Cl-
+ Na+
(gas)
Procesos parciales
Energía de Disociación D
Energía de sublimación S
1/2 Cl2 (g) + 1/2 D = Cl (g)
Na (s) + S = Na (g)
Energía de ionización EI Na (g) + EI = Na+
(g) + e-
Afinidad electrónica EA Cl (g) + e-
= Cl-
(g) + EA
Energía reticular U Na+
(g) + Cl-
(g) = Na+
+ Cl-
(cristal) + U
Proceso directo
Na (s) + 1/2 Cl2 (g) = NaCl (cristal) Q = Entalpía de formación La energía total se conserva
Ley de Hess
propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que: «si una serie
de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de
reacción liberado o absorbido
propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que: «si una serie
de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de
reacción liberado o absorbido

11. Átomo de
Lewis
(1875-1946)

12. Los gases nobles gran estabilidad química, y existen Como
presentan moléculas mono-atómicas.
Estructuras de Lewis
e- de Valencia
He 2
Ne 8
Ar 8
Kr 8
Xe 8
Rn 8
Su configuración electrónica es muy estable y contiene
8 e- en la capa de valencia (excepto el He).
La idea de enlace covalente fue sugerida
en 1916 por G. N. Lewis:
G. N. Lewis
Los átomos pueden adquirir
estructura de gas noble
compartiendo electrones para
formar un enlace de pares de
electrones

13. Terminología
• En 1866 se introduce el termino “enlace”
(bond) para referirse a la capacidad de
combinación de un átomo o valencia.
(frankland).
Esto no implica un
modelo de varillas
rígidas, sino algún
tipo de fuerza
gravitatoria.

14. • La palabra átomo, toma sentido cuando
helmholtz saca una conclusión de los
trabajos electrolíticos de Faraday,
donde afirma que los átomos o iones
deben tener una carga constante.

15. Enlace Químico
• A comienzos del siglo
XX, la mayoría de los
científicos tienen la
certeza de que la
naturaleza del enlace
químico era eléctrica
y que estaba muy
relacionado con el
electrón.
Aparece el modelo
atómico de Thompson
“budín de ciruelas”
Se empieza a notar que los
enlaces se producían por
efectos electrostáticos,
dados por la trasferencia de
electrones.

16. 1ª Teoría Electrónica
En 1904 Thompson
desarrolla una teoría
electrónica de valencia.
Esquema
electroquímico de
Berzelius .
Teoría
electromagnética de
Maxwell
Con esta teoría se postula que el enlace químico
no es mas que una simple atracción
electrostática.
Además, que el enlace se formaba cuando dos
átomos intercambiaban o trasferían uno o mas
electrones.

17. Teoría del octeto
Lewis se percata de la
estabilidad de los gases nobles y
toma en cuenta los 8 electrones
de su ultimo nivel.
En 1904 R. Abegg, describió
formalmente la “regla del
octeto”, y de esta manera señalo
una característica esencial de la
tabla periódica y la estabilidad de
los elementos.
En 1902, Lewis plantea una
organización atómica en
forma cubica, dando
importancia a la teoría de
polarización de algunas
sustancias.

18. Uso de algunos gráficos o símbolos
En 1910, Lewis y algunos colegas
deciden generalizar el uso de las
flechas que indicaban gráficamente el
sentido de los enlaces , es decir; que
dirigían la flecha del átomo que perdía
electrones hasta el que los ganaba.
Mientras tanto en Rusia,
Berkenheim adopto la teoría
polar usando guiones y
apóstrofos en los lugares que
se necesitaran.
-
- C -
-
H+
H+
+
H
+
H

19. Thomson abandonó el modelo de budín de
ciruelas debido a las pruebas que
Rutherford presentó a favor de un modelo
Planetario-nuclear del átomo.
Esto conllevo al descubrimiento de los
isótopos y a la consideración de si todos los
enlaces eran polares.
Thomson llegó a la conclusión de que existían dos tipos
de enlaces polares y no polares.
AÑO 1914
Alfred Parson construyo un modelo
que funcionaba y demostró que
podían producir configuraciones
estables; y al igual que Thomson
tuvo que suponer que existían dos
tipos de enlaces.

20. En el estudio de Lewis se introdujo una notación en la que
el kernel sería representado por su símbolo; pero este
simbolismo no llego a generalizarse.
Fue más influyente la sugerencia de representar los
electrones apareados mediante dos puntos ya que
reconocía que las capas atómicas exteriores eran
mutuamente interpenetrables de modo que un electrón
puede formar parte de una misma capa exterior de dos
átomos diferentes y no podría afirmarse su pertenencia a
ninguno de los dos de forma exclusiva.
Entonces Li será Li+

21. A través de su modelo de cubos
químicos Lewis sugirió que los enlaces
dobles podían representarse uniendo
las caras de los cubos.
En 1916 Lewis renuncia totalmente a su teoría atómica
cubica, debido a las limitaciones del modelo, pero
rescata unos de sus postulados que menciona la
compartición de pares electrónicos para poder cumplir
la regla de octeto.
Irving Langmuir público las ideas de Lewis a cerca del
par compartido y por eso, se nombro como la teoría
Lewis-Langmuir.

22. Según Lewis la extensión del modelo de Bohr era la solución
al decir, que los electrones se ubicaban en capas externas
que protegían al núcleo.
Así redefine la valencia como “el numero de pares
electrónicos que un átomo comparte con otro”
H:H
La teoría de polaridad podía
adaptarse a los
desplazamientos que los
impresores indicaban
mediante un espacio en blanco.
H:H Na :H H :Cl [H]+ [:Cl:]-O bien

23. Kossel enlace iónico
Lewis enlace covalente.
Kossel postulo que los enlaces que presentan diversas
moléculas se hacen para obtener la configuración electrónica
del gas noble más cercano y los elementos de cualquier
compuesto debían estar dispuestos a ceder o a recibir
electrones
Lewis dijo que los átomos de cualquier molécula se unían en
pares electrónicos para llegar a la configuración del gas
noble mas cercano, pero los átomos de diversos compuestos
compartían sus electrones para formar los pares que le
darían la configuración de gas noble al compuesto.

24. Los químicos orgánicos retomaron este efecto de
desplazamiento denominándolo efecto inductivo.
Oxígeno :O: :O:
Etileno H: C : : C : H
.. ..
H H