Un átomo es reactivo cuando su capa externa de electrones solo está parcialmente llena, logrando estabilidad al perder , ganar o compartir electrones con.

Presentación del tema: "Un átomo es reactivo cuando su capa externa de electrones solo está parcialmente llena, logrando estabilidad al perder , ganar o compartir electrones con."— Transcripción de la presentación:

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2 Un átomo es reactivo cuando su capa externa de electrones solo está parcialmente llena, logrando estabilidad al perder , ganar o compartir electrones con otro átomo, dando como resultado. Enlaces Químicos Fuerzas que mantienen juntos a dos o más átomos, haciendo que funcionen como unidad

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4 Enlaces Interatómicos Primarios
1.Enlaces Iónico 2.Enlaces Covalentes 3.Enlaces Metálicos

5 Enlaces Iónicos (Enlaces Electro covalentes)
Atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas opuestas Uno de los elementos gana electrones y el otro los pierde

6 Los electrones se transfieren de metal a no metal
Es la reacción entre: no metal (electronegativo) metal (electropositivo) Átomo que pierde e- con relativa facilidad reacciona con otro que tiene alta afinidad electrostática formando sustancias Iónicas

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8 Compuestos que en estado sólido tienen aspecto cristalino
Ejemplo: sal común (NaCl) + = Sal Común Sodio (metal) Cloro (gas) - +

9 No se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas, muy fuertes y estables.
Para separar los iones de la red se requiere bastante energía, por tal motivo los compuestos iónicos son: Sólidos no conductores Elevado punto de fusión y ebullición Duros y quebradizos

10 (H2O) conduciendo la corriente eléctrica
Iones pueden ser separados de la red fundiendo el compuesto o disolviéndolo en sustancias polares (H2O) conduciendo la corriente eléctrica

11 Enlaces Covalentes (Enlace de par de e-)
Enlace de un par de tomos, en el que cada uno de ellos contribuye con un electrón Dos átomos idénticos comparten electrones

12 + No metal No metal

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14 ejemplo: Sulfuro de Hidrógeno (H2S)
SEGUN EL NUMERO DE PARES ELECTRONICOS ENLAZANTES: 2. Enlace Múltiple: Cuando los átomos enlazados comparten mas de un par de electrones, estos pueden ser: Enlace doble Enlace triple Enlace Simple: Cuando entre los átomos enlazados se comparten un par de electrones. ejemplo: Sulfuro de Hidrógeno (H2S)

15 Enlace Covalente Normal
SEGUN EL NUMERO DE ELECTRONES APORTADOS PARA FORMAR EL PAR ELECTRONICO ENLAZANTE: Enlace Covalente Normal  Cada átomo aporta un electrón a la formación del enlace. ejemplo: Cloro (Cl2) 2. Enlace Covalente Coordinado o Dativo Solo uno de los átomos aporta el par electrónico enlazante. ejemplo: Trióxido de Azufre (SO3)

16 Enlace Covalente Apolar : 2. Enlace Covalente Polar:
SEGUN SU POLARIDAD: Enlace Covalente Apolar :  Es cuando los átomos comparten equitativamente a los electrones. Generalmente participan átomo del mismo elemento no metálico. 2. Enlace Covalente Polar:  Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto  debido a que uno de los átomos es mas negativo que otro.

17 (líquido, gaseoso, sólido)
Suelen presentarse en estados (líquido, gaseoso, sólido) Punto de fusión y ebullición bajo Insolubles en agua, solubles en solventes apolares Baja capacidad conductora térmica y eléctrica Sólidos covalentes macromoleculares: Alto punto de fusión y ebullición, duros, malos conductores, en general insolubles

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19 Enlaces Metálicos (mar de e- de valencia)
Capacidad de donar y recuperar electrones Los átomos existen como racimos de iones metálicos positivos rodeados por un gas de electrones Enlace entre dos metales

20 Su estructura ordenada facilita la conductibilidad eléctrica y térmica, además tienen la Capacidad de deformación plástica (maleabilidad y ductilidad) Enlace fuerte (Es difícil separar átomos metálicos pero relativamente fácil hacer que se deslicen uno contra otro)

21 Sólidos a temperatura ambiente excepto Hg
Alto punto de fusión y ebullición Alta conductividad eléctrica y térmica Dúctiles y maleables Deformación no implica rotura de enlaces Difícilmente solubles

22 Brillantes, una vez pulidos
Todos los metales se expanden con calor y se contraen al enfriarse

23 Estructura cristalina en estado sólido
La mayoría de color grisáceo Bismuto Cobre Oro

24 Punto de fusión Densidad Metal más denso iridio
menor temperatura de fusión mercurio Mayor temperatura de fusión tungsteno Densidad Metal más denso iridio Metal menos denso litio

25 Conductividad puede reducirse al hacer aleaciones con otros metales
Conductividad eléctrica + baja bismuto + alta plata Conductividad puede reducirse al hacer aleaciones con otros metales

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