2

Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones.

Son de tipo eléctrico.

Al formarse un enlace se desprende energía.

La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad.

Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separado.

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4

1. Iónico

2. Covalente

Ejemplo: NaCl

Ejemplo: Azúcar

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Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura

Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas.

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Na Cl

+ -

Formación de un enlace iónico, El Na pierde un electrón que lo capta el Cl. Se forma un enlace electrostático

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9

Puntos de fusión y ebullición elevados . Son sólidos a temperatura ambiente.Gran dureza.Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en disolventes apolares.Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.Son frágiles.

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Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.

Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

Los elementos que entre sí tienen gran diferencia de electronegatividad, forman enlaces iónicos

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H2.1

Elemento máselectronegativo

Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Na0.9

Mg1.2

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.8

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd1.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Cs0.7

Ba0.9

La1.1

Hf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.8

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Fr0.7

Ra0.9

Ac1.1

Th1.3

Pa1.5

U1.7

Np – Lw

1.3

Elemento menos electronegativo

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Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de electrones de valencia.

La pareja de electrones (generalmente un electrón de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.

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15

Enlace Covalente Polar

Enlace Covalente Apolar

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Enlace Covalente Dativo o Coordinado

Un átomo aporta un par de electrones para el enlace

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Se basa en las siguientes hipótesis:

Los átomos para conseguir 8 electrones en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto).

Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace.

Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

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Según número de electrones que participen en el enlace:

ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X

ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X

ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X

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Enlace covalente σ

20

Enlace covalente π

Enlace covalente σ

21

22

23

H

H

C

O

O

O

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MolecularesMolecularesPuntos de fusión y ebullición bajos.Los comp.covalentes apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares.Conductividad parcial sólo en compuestos polares.

AtómicosAtómicosPuntos de fusión y ebullición muy elevados.Insolubles en todos los disolventes.No conductores (el grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un electrón de cada átomo).

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26

Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente.

Cada enlace tiene un momento dipolar “”

Momento Dipolar

Es un vector que depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos.

La punta de flecha se dirige hacia el átomo con “–”.

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Moléculas Apolares : ų dipolar igual cero

Ų = 0 Ų = 0

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CO2

BF3

CH4

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Moléculas polares : ų dipolar distinto de cero

Ų ≠0, pues posee electrones libres Ų ≠ 0,pues la

molécula es asimétrica

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H2O

NH3