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.
3
1. Iónico
Ejemplo: NaCl
2. Covalente
Ejemplo: Azúcar
4
Se da entre un metal que pierde uno o varios
electrones y un no metal que los captura. La
diferencia de electronegatividad será igual o
mayor a 1.7
Resultan iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por atracciones
electrostáticas, formando redes cristalinas.
5
Cl
Na
+
-
Formación de un enlace
iónico, El Na pierde un
electrón que lo capta el
Cl. Se forma un enlace
electrostático
6
7
8
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.
9
10
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
11
Elemento más
electronegativo
H
2.1
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
1.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Cs
0.7
Ba
0.9
La
1.1
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Fr
0.7
Ra
0.9
Ac
1.1
Th
1.3
Pa
1.5
U
1.7
Np – Lw
Elemento menos electronegativo
1.3
12
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.
13
14
Enlace Covalente Polar
Enlace Covalente Apolar
15
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.
16
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
17
Enlace covalente σ
18
Enlace covalente σ
Enlace covalente π
19
20
21
H
H
C
O
O
O
22
Moleculares
Puntos 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.
Atómicos
Puntos 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).
23
0
