Este documento habla sobre los enlaces químicos, incluyendo las definiciones de enlace, solución, y los tipos principales de enlaces como iónico, covalente y metálico. Explica cómo los átomos se unen mediante la atracción de electrones, formando moléculas estables. También cubre temas como la teoría del octeto, la hibridación, la teoría de orbitales moleculares y las representaciones de Lewis para mostrar cómo se forman los diferentes tipos de enlaces.

1. REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
MINISTERIO DEL PODER POPULAR
I.U.P.SANTIAGO.MARIÑO
CARRERA:INGENIERIA CIVIL 42 “S”
MATERIA:QUIMICA
PROFESORA: INTEGRANTE:
MARIA GABRIELA PALMA Y0RLEIDIS BERMELLO
CI:21.132.763
CARACAS 23 DE NOVIEMBRE DEL 2012

2. *PORTADA
*INDICE
*INTRODUCCION
*DESARROLLO
-ENLACE QUIMICO
*CONCLUSION
*ANEXO
*BIBLIOGRAFIA

3. Este informe habla de enlaces y soluciones, pero, para entenderlos hay
que empezar por conocer el significado de estas palabras, para
luego poderpasar a un lenguaje más técnico. Enlace significa unión,
un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido
con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse
al gas noble más cercano, para la mayoría de los elementos alcanzar
ocho electrones en su último nivel.
Las soluciones son mezclas homogéneas, no se distinguen sus
componentes como separados, entre al menos dos reactantes un
soluto, que es él que será disuelto, y un solvente, que es él que
disolverá al soluto.
¿Qué mantiene unidos a los Átomos?
Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos
forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos
existen en lanaturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o
de distintos tipos, enlazados entre sí.
Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos de un
o más elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya sean estos
iónicos o covalentes.

4. Es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas.
Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse
una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales
y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente
grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado
un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción
simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
Los átomos
es la unidad de materia más pequeña de un elemento químico que
mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir
mediante procesos químicos. Está compuesto por un núcleo atómico, en
el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de
electrones. El núcleo está formado por protones, con carga positiva,
y neutrones, eléctricamente neutros. Nota 1 Los electrones, cargados
negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza
electromagnética.

5. DISTANCIA DE ENLACE.
A diferencia de energía entre la Ep del sistema formado por los dos
átomos separados , y la energía potencial formada por los dos átomos
unidos se le denomina ENERGÍA DE ENLACE.
Los átomos podrán unirse de modo general de tres formas diferentes ,
dando lugar a los tres tipos de enlace generales: IES”Seritium”.Dpto.
de Física y Química.2ºBachillerato.
ENLACE IONICO: Se forma por la atracción electroestática de iones de
signo opuesto.
Se forma por la transferencia de electrones de elementos
electropositivos a la nube electrónica de elementos electronegativos.
.

6. ENLACE COVALENTE
Característico de uniones de elementos no metálicos.(de la derecha
del sistema periódico). Formado por compartición de pares de
electrones entre los átomos que se unen.
ENLACE METÁLICO
Se caracteriza por la movilidad de los electrones de los átomos
implicados en la red metálica.
La capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros átomos se
denomina valencia .
La valencia de un átomo viene determinada por el número de
electrones que el átomo es capaz de perder (electrovalencia positiva) ,
ganar (electrovalencia negativa) o compartir( covalencia) con el fin de
adquirir una estructura estable(gas noble generalmente) .

7. REPRESENTACIÓN DE LEWIS DEL ENLACE
En rigor la teoría de Lewis solo la cumplen prácticamente los
elementos del segundo periodo .Hay por tanto notables excepciones
que iremos comentando.
Para la representación de las estructuras de Lewis se siguen los
siguientes pasos:
1º.Se calcula el total de los electrones de valencia implicados en la
molécula. Todos aparecerán en la estructura final , bien formando
pares de enlace o pares solitarios. Se añaden o quitan electrones a
este balance sumando o restando la carga , si es que la especie está
cargada.
2º .Se elige como átomo central el que posea mayor de valencia
excepto que se trate del hidrógeno. En cuyo caso se escoge el de
mayor volumen.
3º. Se disponen los electrones alrededor de cada átomo de acuerdo
con la regla del octeto.

8. 4º.Si se precisan enlaces múltiples , estos se asignan al átomo central.
5º. El hidrógeno siempre ocupa una posición terminal .al igual que el
oxígeno, excepto en las uniones O-H, que es el hidrógeno.
Enlace covalente
se forma cuando ambos átomos carecen del número de electrones del
gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un
electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos
átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo dos
electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el número 18 del
argón (Cl~~Cl). Es común representar un par de electrones compartido
por medio de un guión entre los átomos individuales: Cl~~Cl se escribe
Cl Cl.
Tipos de enlace covalente:
Atendiendo a los pares de electrones compartidos , el enlace covalente
se puede clasificar en:
a) Enlace covalente normal: Este tipo de enlace cada átomo enlazado
aporta un electrón a cada par compartido.

9. b) Enlace covalente dativo o coordinado: Uno de los átomos enlazado
es el que aporta el par de electrones que se comparten.
HECHOS A EXPLICAR EN LA TEORIA DE ENLACE:
La teoría de enlace y el modelo ha de responder a preguntas como :
Formación del propio enlace , geometría molecular , energía molecular,
propiedades físicas y químicas.
Para justificar todo lo anterior se desarrollaron dos métodos mecano-
cuánticos :
Teoría de ENLACE –VALENCIA
Teoría de ORBITALES MOLECULARES.
Teoría de ENLACE –VALENCIA
En esta teoría se consideran solo los electrones de valencia ,
manteniendo los átomos su identidad y formándose enlace cuando los
átomos están a la distancia óptima de enlace.

10. TEORIA DE HIBRIDACIÓN
Permite determinar ciertas geometrías de enlace que eran imposibles
con la TEV . Nos basamos en el solapamiento de orbitales atómicos
pero que esta vez se encontraran
modificados , ”hibridados”.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
Es un artificio que permite la predicción bastante exacta de la
geometría molecular .
Las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de valencia
que rodean al átomo central se repelen entre sí , adoptando una
disposición espacial que minimiza la repulsión eléctrica.
Permite saber como moléculas de fórmula similar ( BF3 ; NF3 ; ClF3)
presentan geometría muy diferente.
-Moléculas sin pares solitarios : Estructura ABn La geometría coincide
con estructuras geométricas definidas (Ver tabla).Son las posiciones de
los enlaces con menos repulsión de las nubes electrónicas.

11. -Moléculas con pares de electrones solitarios:
La geometría molecular no coincidirá con la distribución de las nubes
electrónicas .Existen ahora tres tipos de fuerzas de repulsión : Entre
pares enlazantes , y entre pares solitarios.
TEORIA DE ORBITALES MOLECULARES
• Permite explicar todas la moléculas existentes.
• Consiste en fijar unos niveles energéticos para los orbitales
moleculares y considerarlos “combinación lineal de orbitales atómicos”
(C.L.O.A.).
• Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y ocuparían
distintas zonas espaciales.
• La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los orbitales
atómicos de los que proceden y por tanto, serían más
estables(orbitales enlazantes).
• La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales atómicos de
los que proceden y serían más inestables (orbitales antienlazantes).
• Se denomina “ orden de enlace” (O.E.) a:

12. ENLACE IÓNICO
• 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.
• Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de
ionización .
ENLACE METÁLICO
Las propiedades de los metales hay que explicarlas en base a
modelos diferentes a los anteriores.
El modelo ha de explicar propiedades de los metales como son:
• Conductividad
• Brillo
• Temperaturas de fusión y ebullición.
• Propiedades mecánicas en general.

13. El metal se caracteriza por que sus átomos tienen baja
electronegatividad .El carácter metálico esta asociado a la estructura
electrónica , con pocos electrones de valencia .
Modelo del mar de electrones
Es un modelo sencillo no basado en la mecánica cuántica , modelo
anterior incluso a la teoría de Lewis para explicar propiedades de los
metales.
Este método permite explicar propiedades de los metales como la baja
E de ionización , el brillo metálico . Sin embargo tiene ciertas
limitaciones que resulten los modelos cuánticos. Por ejemplo, no
justifica el comportamiento de los semiconductores.

14. Teoría de bandas
La banda se llena de electrones empezando por los niveles más bajos..
La banda de energía formada con los OA de valencia se llama banda de
valencia .La banda formada por los OA vacíos se llama banda de
conducción. A veces estas bandas solapan energéticamente.
En los metales conductores la banda de valencia puede estar o bien
semillena (Na)o llena pero solapando con la banda de conducción(Mg).

15. Bueno, como hemos visto al hacer jugo o endulzar al té se
producen una serie de reacciones químicas que nunca
hubiéramos imaginado.
Los enlaces, las soluciones, la fractura de enlaces y la formación
de otros, ¿quien lo hubiera imaginado? Pero ahora que sabemos
todo esto, cuando nos sentemos a tomarnos un té ya no se nos
olvidara pensar en esto.
Todo lo que se a hablado nos sirve como material de apoyo para
el que lo necesite y para nuestra vida cotidiana.
Bueno hasta aquí llega información, y con estos ejemplos de lo
aprendido concluimos este tema.

16. ATOMO
ENLACE
QUÍMICO

17. EL ANTE Y EL
DESPUES DE
UN ENLACE

19. Enciclopedia Microsoft Encarta 2000
Química II Educación Media Editorial Santillana
Y en las siguientes páginas de Internet:
http://www.ur.mx/cursos/diya/quimica/jescobed/esteq2.htm
http://www.ur.mx/cursos/diya/quimica/jescobed/estequio.htm
http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm
UNIDAD 2 ENLACES QUIMICOS