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