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Tipos de Enlace
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electricidad.
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agua.
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CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES
1. ENLACE COVALENTE SIMPLE
Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos
enlazados se comparte un par de electrones.
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4 E.C.
SIMPLES
2. ENLACE COVALENTE MULTIPLE
Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos
enlazados se comparte 2 o más pares de
electrones, estos pueden ser: doble y triple
a) Enlace doble: Compartición de dos pares
de electrones
Ejemplo: Formación del O2
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de electrones
< >
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3. ENLACE COVALENTE NORMAL
Este tipo de enlace se da cuando cada átomo
aporta igual cantidad de electrones en la
formación del enlace.
Ejemplo: Formación del CO2
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4. ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO)
Este tipo de enlace se da cuando uno de los
átomos aporta el par de electrones enlazantes.
Ejemplo: Formación del NH4
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5. ENLACE COVALENTE POLAR
Es cuando los electrones enlazantes no son
compartidos en forma equitativa por los átomos,
de este modo lo átomos adquieren cargas parciales
de signo opuesto.
En forma práctica:
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compartición desigual
(enlace covalente polar)ΔE.N = 0,9
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6. ENLACE COVALENTE APOLAR
Es cuando los electrones enlazantes son
compartidos en forma equitativa por los átomos.
En forma práctica:
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Ejemplo: Formación del H2
(ΔE.N = 2,1) (ΔE.N = 2,1)
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Sem 10 enlace covalente 5 to sec

  • 2. NOTACIÓN LEWIS PARA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Inestables Estables
  • 3. Tipos de Enlace Iónico Sólidos iónicos Metálico Sólidos metálicos Covalente Sustancias moleculares Sólidos de red covalente • Sal común. • Fluorita. • Dióxido de Carbono. • Nitrógeno. • Cloro. • Diamante. • Cuarzo. • Silicatos. • Hierro. • Oro. • Cobre. CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS
  • 4.  Son interacciones de naturaleza electromagnética  Se caracteriza por la compartición de electrones de valencia  Generalmente se da entre elementos no metálicos  Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N < 1,9 Ejemplo: Formación del F2 no metal no metal compartición de electrones ( enlace covalente) (ΔE.N = 4,0) (ΔE.N = 4,0) ΔE.N = 0 ENLACE COVALENTE
  • 5. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES  A condiciones ambientales pueden ser sólidos, líquidos o gases.  Generalmente tienen bajo punto de fusión y ebullición.  Son muchos más compuestos covalentes que iónicos.  Mayormente sus soluciones no son conductores de la electricidad.  La mayoría son insolubles en disolvente polares como el agua.  La mayoría son solubles en solventes no polares tal como el tetracloruro de carbono (CCl4) y el hexano (C6H14)
  • 6. CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES 1. ENLACE COVALENTE SIMPLE Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos enlazados se comparte un par de electrones. Ejemplo: Formación del CH4 < > 4 E.C. SIMPLES
  • 7. 2. ENLACE COVALENTE MULTIPLE Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos enlazados se comparte 2 o más pares de electrones, estos pueden ser: doble y triple a) Enlace doble: Compartición de dos pares de electrones Ejemplo: Formación del O2 b) Enlace triple: Compartición de tres pares de electrones < >
  • 8. Ejemplo: Formación del N2 3. ENLACE COVALENTE NORMAL Este tipo de enlace se da cuando cada átomo aporta igual cantidad de electrones en la formación del enlace. Ejemplo: Formación del CO2 < >
  • 9. 4. ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO) Este tipo de enlace se da cuando uno de los átomos aporta el par de electrones enlazantes. Ejemplo: Formación del NH4 +1 +1
  • 10. 5. ENLACE COVALENTE POLAR Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, de este modo lo átomos adquieren cargas parciales de signo opuesto. En forma práctica: ΔE.N ≠ O (ΔE.N = 2,1) (ΔE.N = 3,0) compartición desigual (enlace covalente polar)ΔE.N = 0,9 Ejemplo: Formación del HCl Otros ejemplos: H2O, NH3, HCl, CH4, HF, etc.
  • 11. 6. ENLACE COVALENTE APOLAR Es cuando los electrones enlazantes son compartidos en forma equitativa por los átomos. En forma práctica: ΔE.N = O Ejemplo: Formación del H2 (ΔE.N = 2,1) (ΔE.N = 2,1) ΔE.N = O compartición equitativa (enlace covalente apolar) Otros ejemplos: N2 , O2, Cl2, PH3 , etc.
  • 12. Enlace metálico Los átomos de los metales no forman moléculas sino que se colocan ordenadamente constituyendo una estructura cristalina lo más comparta posible. Cada átomo se desprende de sus electrones de valencia convirtiéndose en un ión positivo Electrones de valencia Iones positivos del metal