UNIDAD CUATRO

UNIDAD CUATRO

1.  Generalidades

·       Definiciones

2.  Clases de enlaces

2.1.    Uniones interatómicas

2.1.1.            Enlace iónico

2.1.2.           Enlace covalente no polar

·       Enlace covalente simple

·       Enlace covalente doble

·       Enlace covalente triple

2.1.3.           Enlace covalente polar

2.1.4.           Enlace covalente coordinado

2.1.5.           Enlace metálico

2.2.  Uniones intermoleculares

2.2.1.           Atracción dipolos

·       Atracción ion dipolo

·       Atracción dipolo-dipolo

·       Atracción ion – dipolo inducido

2.2.2.           Enlace o puente de hidrógeno

2.2.3.           Enlace de van der Waals

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      2.1.        Uniones intermoleculares

2.1.1.   Atracción dipolar

·         Atracción ion dipolo

Todas las moléculas polares son atraídas por los iones con diferente intensidad

·         Atracción dipolo-dipolo

Puede ocurrir entre moléculas iguales o de sustancias diferentes, las moléculas se atraen por dipolos de carga opuestos produciendo a asociaciones que inducen a que las moléculas tengan interacciones importantes en muchas de las propiedades de las sustancias polares como:

-        Punto de fusión

-        Punto de ebullición

-        Presión de vapor

-        Dureza de sólidos

-       

·         Atracción ion – dipolo inducido

Algunas moléculas apolares pueden sufrir una deformación por la proximidad de un ion y parece en ellas en débil dipolo, este defecto se conoce como dipolo inducido.

2.1.2.   Enlace o puente de hidrógeno

2.1.3.   Enlace de van der Waals

Las atracciones mutuas de las moléculas son mucho más débiles que las fuerzas intermoleculares pero contribuyen a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares.

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2.    Clases de enlaces

·         Primarios

ü  Iónico

ü  Covalente

ü  metálico

·         Secundarios

ü  Fuerzas de van der Waals

ü  Puente de hidrogeno

2.1.          Uniones interatómicas

2.1.1.    Enlace iónico 

Es el que se establece por la transferencia de electrones de un átomo hacia otro, de modo que los átomos reaccionantes alcanzan la configuración del gas noble.

Unión entre iones de carga eléctrica contraria, es decir, átomos electropositivos que han perdido sus electrones externos y átomos electropositivos que han ganado aquellos.

2.1.2.   Enlace covalente no polar

·         Enlace covalente simple

Unión entre átomos electronegativos o no metálicos, que comparten pares de electrones.

Según el número de pares compartidos, este enlace puede ser simple, doble o triple, pero siempre entre átomos que tengan el mismo valor de electronegatividad.

·         Enlace covalente doble

En ocasiones los átomos deben compartir más de un par de electrones para alcanzar el octeto.

·         Enlace covalente triple

Ocurre cuando los átomos que participan en el enlace covalente comparten tres pares de electrones.

2.1.3.   Enlace covalente polar

Unión entre átomos no metálicos que tienen diferente valor de electronegatividad. Las parejas de electrones compartidos están muy cerca del átomo electronegativo porque atrae con mayor fuerza.

2.1.4.   Enlace covalente coordinado

Es la unión entre dos átomos no metálicos de distinta electronegatividad, el par de electrones compartidos aporta solo el menos electronegativo

Ejemplo

En el trióxido de azufre, el átomo de azufre aporta las tres parejas de electrones que necesitan los tres átomos de oxígeno para ser estables, por lo tanto hay tres enlaces coordinados.

2.1.5.   Enlace metálico

Es la unión entre átomos electropositivos de masa metálica mediante una nube electrónica.

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1.    Generalidades

·         Definiciones

Enlace químico

Es la fuerza de atracción mutua de dos o más átomos para formar moléculas.

Enlace ionico

Es una unión que resulta de la presencia de fuerza de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica)

Enlace covalente
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl,...).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.

Enlace covalente coordinado

Es una descripción de vinculación covalente entre dos átomos en los cuales ambos electrones compartieron en el enlace venga del mismo átomo.

Regla del octeto

Los átomos se combinan compartiendo perdiendo ganando electrones para adquirís una estructura electrónica estables de ocho electrones.

Cuadro 10

Z	Simbolo	1	2		3			4				5			6		7
		s	s	p	s	p	d	s	p	d	f	s	p	d	s	p	s
2	He	2
10	Ne	2	2	6
18	Ar	2	2	6	2	6
36	Kr	2	2	6	2	6	10	2	6
54	Xe	2	2	6	2	6	10	2	6	10		2	6
86	Rn	2	2	6	2	6	10	2	6	10	14	2	6	10	2	6