1. FACTORES QUE DETERMINAN EL TIPO DE ENLACES
    ENERGÍA DE ENLACE: Es la energía que se libera o se absorbe durante la formación o disociación de un enlace químico.
   6. ELECTRONEGATIVIDAD DE ALGUNOS ELEMENTOS
   7. ELECTRONES DE VALENCIA: Son los electrones que se encuentran ubicados en el último nivel de energía de los elementos representativos, estos participan en forma activa en la formación de enlaces. Ejemplo: 11 Na : 35Br: 52Te:
   
   8. NOTACIÓN DE LEWIS: Es la representación convencional de los electrones de valencia (electrones que intervienen en los enlaces químicos), mediante el uso de puntos o aspas que se colocan alrededor del símbolo del elemento. Ejemplo: Gilbert Newton Lewis:8O :  17Cl:  33As:
   9. NOTACIÓN LEWIS PARA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Inestables Estables
   10. REGLA DEL OCTETO: Kossel y Lewis establecen que los átomos adquieren estabilidad química al completar 8 electrones en su nivel más externo (configuración electrónica semejante a la de un gas noble), para lo cual el átomo gana, pierde o comparte electrones durante la formación del Walther Kossel enlace químico. Ejemplo: Excepciones: H2 CO2 BeH2
   
   11. CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS ENLACE QUÍMICO IÓNICO COVALENTE METÁLICO
   12. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTES: Son interacciones de naturaleza eléctrica muy intensa que se da entre un catión y un anión. Se caracteriza por la transferencia de electrones desde el metal (pierde electrones) hacia el no metal (gana electrones). Generalmente se da entre un elemento metálico (IA y IIA) y un elemento no metálico (VIA y VIIA). Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N > 1,9 No forman moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones y cationes.
   

   13. Ejemplo: Formación del LiF .3Li : 1s22s1 . ..F.. Li transfiere un electrón9F : 1s22s22p5 . catión metal no metal anión (ΔE.N = 1,0) (ΔE.N = 4,0) enlace iónico ΔE.N = 3,0Otros ejemplos: NaCl , CaO, K2O, NaHCO3, NH4OH, etc
   14. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS: A condiciones ambientales son sólidos cristalinos con una estructura definida. Poseen alta temperatura de fusión (generalmente mayores a 400 C).Son solubles en solventes polares, como el agua En estado sólido no conducen corriente eléctrica, pero si lo hacen cuando están fundidos o disueltos en agua. Son sólidos duros y quebradizos. NaCl  CaO NaHCO3
   15. ENLACE COVALENTES: 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 < 1,9Ejemplo: Formación del F2 no metal no metal (ΔE.N = 4,0) (ΔE.N = 4,0) compartición de electrones ΔE.N = 0 (enlace covalente)
   
   16. 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
   17. 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
   18. 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
   19. 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
   20. 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 Ejemplo: Formación del HCl (ΔE.N = 2,1) (ΔE.N = 3,0) compartición desigual ΔE.N = 0,9 (enlace covalente polar) Otros ejemplos: H2O, NH3, HCl, CH4, HF, etc.
   21. 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.
   22. 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.  Constituyen moléculas que son agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes. 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)
   
   

   23. ENLACE METÁLICO Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace met
   álico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.
2.  ELECTRONEGATIVIDAD (E.N): Se define como la tendencia general de los núcleos de los átomos para atraer electrones hacia sí mismo cuando forma un enlace químico. La escala de electronegatividad más conocida es la de Pauling la cual se asigna al flúor el valor de 4,0. Metales baja E.N No metales alta E.N

Mapa conceptual

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LOS ENLACES QUÍMICOS EN NUESTRA VIDA

Un enlace químico es la interacción física responsable de las fusiones entre átomos, moléculas e iones, que tiene una estabilidad en los compuestos diatómicos y poliatómicos, que conectan entre sí para dar más electrones.

Las moléculas, cristales y gases diatómicos (que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea) está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia. Las cargas opuestas se atraen porque al estar unidas adquieren una situación más estable que cuando estaban separadas. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.

En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.

En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga positiva o negativa.

Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos.

Existen teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas

Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química.

En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En 1939, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de las más importantes publicaciones en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este documento, tomando en cuenta los trabajos de Lewis, la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, así como su propio trabajo preliminar, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, aunque las tres primeras ya eran conocidas genéricamente:

1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un electrón desapareado de cada uno de dos átomos.

2. El spin de los electrones involucrados en el enlace, tienen que ser opuestos.

3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden formar parte de enlaces adicionales.

Sus tres últimas reglas eran nuevas:

4. Los términos de intercambio de electrones para formar el enlace involucra sólo una función de onda de cada átomo.

5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los enlaces más fuertes.

6. De dos orbitales en un átomo, el que pueda solaparse en mayor proporción con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a orientarse en la dirección del orbital más concentrado.

A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto, Sobre la Naturaleza del Enlace Químico', que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.

https://www.youtube.com/watch?v=Q62c36kREM0
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