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DEFINICIÓN Son

fuerzas de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética) , los cuales mantienen unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y liquido)

H2O Compuesto covalente

NaCl Compuesto iónico

NaCl Sólido iónico


PRINCIPIO 

FUNDAMENTAL

Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía pero mayor estabilidad en el caso de los átomos, la estabilidad se refleja en un cambio de su configuración electrónica externa .


NOTACIÓN de Lewis

Consiste en representar los electrones de valencia ( último nivel )de un átomo

Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo

X

. . .. F. ..

Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura


Símbolos de puntos de Lewis 

en los elementos representativos (el número de dichos electrones de valencia coincide con el número de grupo al cual per tenece el elemento en la Tabla periódica).

Li

Be

B

N O F

C

Ne

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VI A

VII A

VIII A

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne


REGLA

 Regla

DE

ESTABILIDAD

del octeto

Es un criterio genérico propuesto por Kössell que establece que los átomos adquieren estabilidad química al completar ocho electrones en su nivel más externo (configuración electrónica semejante a la de un gas noble). Se presenta en la mayoría de elementos representativos enlazados. Posteriormente Lewis dio la regla de Dueto.

Los átomos pueden completar el octeto formando enlaces químicos, mediante los siguientes mecanismos.


TIPOS

DE

ENLACES

 * Ionico o Electrovalente    Interatomi cos * Covalente * Metalico   TIPOS DE ENLACES  * Interacció n dipolo − dipolo   Intermoleculares * Enlace puente de hidrogeno  * Fuerzas de dispersión o London  


ENLACES ENLACE

INTERATÓMICOS

IÓNICO

Fuerza de atracción electrostática que existe entre METALES (Cationes IA y IIA) y NO METALES (Aniones IIIA Y VIIA) por lo general.

Resulta de la transferencia de uno o mas electrones de valencia del metal ( que pierde e -) al no metal ( que gana e).

LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma Li+ y el F gana un electrón y forma F−. Nótese que el Li + F Li+ F Li+ tiene la configuración electrónica del He y el F− la del Ne


El enlace iónico

Otros ejemplos de compuestos iónicos:

CaO

Ca

Li2O

2 Li + O

2 Li+

O2

Li3N

3 Li + N

3 Li+

N3

+

O

2

Ca2+ O


Propiedades de los compuestos iónicos 

A condiciones ambientales son sólidos cristalinos, duros, rígidos (no se deforman) y quebradizos (se rompen sin deformarse)

la atracción iónica es polidireccional

no forma moléculas; solo agregado ordenado de iones

en compuestos iónicos binarios, generalmente la diferencia de electronegatividades ( ∆ E.N.≥1.7) Fuerza externa

Fuerza repulsiva

Fractura del cristal


Propiedades de los compuestos iónicos 

No son conductores de la electricidad en estado sólido pero sí lo hacen en estado fundido o en disolución

Sólido iónico

Sólido iónico fundido

Sólido iónico disuelto en agua


El enlace covalente 

Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que compar ten electrones. Generalmente se produce entre no metales. Par de electrones Electrones 1s

Dos átomos de hidrógeno H + H

F

+

F

compartido

Una molécula de hidrógeno HH

F

F


Propiedades de los compuestos covalentes •A condiciones ambientales pueden ser sólidas, líquidas o gases •Generalmente tienen bajo punto de fusión •Son muchos más los compuestos covalentes que los iónicos •Mayormente sus soluciones no son conductores de electricidad Constituyen moléculas que son agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes (O2, , H2O


CLASIFICACIÓN DEL ENLACE covalentes

POR El NUMERO DE PARES COMPARTIDOS

Enlace Covalente Normal

Cuando los dos átomos que se unen aportan el mismo número de electrones a compartirse

Ejem: para el BeCl2 Cl

Be

Cl →

Cl –Be - Cl

Hay 2 enlaces normales

Enlace Covalente Coordina do o Dativo

Un solo átomo aporta el par electrónico. Se representa mediante una flecha que va desde el átomo que aporta los electrones hasta el átomo que no aporta

Ejem: SO2


CLASIFICACIÓN DEL ENLACE covalentes POR LA POLARIDAD DEL ENLACE Enlace Covalente Apolar *(compartición equitativa de electrones) *Se produce entre átomos de igual E.N. * Generalmente no metales iguales

Enlace Covalente Polar * (compartición desigual de electrones) * Producido entre átomos de diferente E.N. los electrones compartidos se aproximan más al de mayor E.N • Generalmente no metales diferentes


CLASIFICACIÓN DEL ENLACE covalentes POR EL NÚMERO DE PARES COMPARTIDOS

Enlace

Simple

Un solo par de compartidos (enlace sigma σ)

electrones

Enlace doble. Se comparte dos

Enlace

Múltiple

pares de electrones (1 sigma y 1 pi)

Enlace triple. Se comparte tres pares de electrones (1 sigma y 2 pi)

A

A

σ B

σ = B π

σ A≡B π


Comparación entre enlace covalente e El enlace covalente / iónico iónico átomos

Compartición de electrones

Enlace covalente

átomos

Transferencia de electrones

Ion Ion positivo negativo Enlace iónico


REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS (COMPUESTOS COVALENTES) El enlace covalente / iónico DE ACUERDO A LA ESTRUCTURA LEWIS


REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS (COMPUESTOS COVALENTES) El enlace covalente / iónico DE ACUERDO A LA ESTRUCTURA LEWIS Para moléculas de 3 o más átomos tendremos que ubicar al átomo central que es el que tiene menor cantidad de átomos y menor electronegativo diferente de “H” y “O”.


Molécula Apolar: El enlace covalente / iónico Moléculas en la cual los átomos que rodean al átomo central coinciden en un punto el centro de cargas positivas y negativas. En moléculas heteroatómicas cuyo átomo central sostiene átomos idénticos el átomo central no tiene pares libres


Molécula El enlace covalente / iónico polar: Molécula en la que los átomos rodean al átomo central se disponen asimétricamente, por lo que Los centros de cargas positivas y negativas no coinciden y la molécula presenta dos polos de signo opuesto (dipolo). Y un momento dipolar resultante diferente de cero


ENLACES

INTERMOLECULAR

Es la fuerza que une a dos moléculas idénticas o diferentes.

Por lo general estas fuerzas son mucho más débiles que las fuerzas interatómicas.

Tradicionalmente las fuerzas intermoleculares también se les denomina fuerzas de Van der Walls.

TIPOS :   

DIPOLO – DIPOLO (D – D) Enlace Puente Hidrógeno (EPH). Enlace por fuerza de London (F.L.)


ENLACES

INTERMOLECULAR

 ENLACE DIPOLO – DIPOLO (D – D)  Es

la fuerza Son fuerzas que actúan entre moléculas polares, es decir moléculas con dipolo permanente, su origen es electrostático

 

HCl - HCl - HCl


ENLACES

INTERMOLECULAR

 ENLACE PUENTE HIDRÓGENO Es

un tipo de enlace especial de enlace dipolo – dipolo es muy fuerte y se manifiesta entre el par electrónico de un átomo de F, O ó N y el núcleo de un átomo de hidrógeno prácticamente libre de electrones.

 


ENLACES

INTERMOLECULAR

 ENLACE POR FUERZA DE LONDON O FUERZAS DE VAN DER WALLS Es

la fuerzas intermoleculares muy débiles que se efectúan entre moléculas APOLARES . Debido a estás fuerzas débiles los gases se pueden licuar es decir pasar al estado líquido.

 


Generalmente el orden respecto a la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Enlace Puente

Enlace

 

de Hidró ge no

>

Enlace por Dipolo – Dipolo

>

fuer za de Lo ndon


FIN  

ENLACE QUÍMICO