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Profesoras:Blanca Estela Bautista Solórzano
Eréndira Martínez RicoAlma Delia Ramírez Ramírez
Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas o iones.
Son de naturaleza eléctrica. Los átomos se unen para lograr la energía mas
baja, es decir para ser mas estables. Los electrones tienen que estar en la posición
adecuada y vencer las fuerzas de repulsión.
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Con fines prácticos se clasifican de acuerdo a las características que presentan: tomaremos como ejemplo, la solubilidad, punto de fusión y conductividad eléctrica
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Conducen la electricidad en estado solido y fundidos.
No son solubles en agua. Presentan altas temperaturas de fusión. Generalmente son sólidos a temperatura
ambiente, una excepción es el mercurio.
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Modelo del mar de electrones
Sólidos a temperatura ambiente Conducen la electricidad en disolución acuosa y
fundidas, no en solido. La mayoría son solubles en agua. Tienen temperaturas de fusión altas.
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Estructura corpuscular de una sustancia iónica (NaCl)
Una forma es por medio de la ELECTRONEGATIVIDAD
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La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de enlace.
En la escala de Pauling se asignan valores de electronegatividad.
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Los valores de electronegatividad son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.
Los elementos que entre si tienen gran diferencia de electronegatividad forman enlaces iónicos.
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Sólidos a temperatura ambiente. No conducen la corriente eléctrica, ni en solido, ni
en disolución, ni fundidos. No son solubles en agua Tienen temperaturas de fusión elevadas.
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Estructura de una red covalente
Se encuentran en los tres estados de la materia No conducen la electricidad ni en estado solido ni
en liquido. La gran mayoría son insolubles o inmiscibles en
agua. Tienen bajos puntos de fusión. Pueden ser moleculares o atómicas
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Modelo de estructura sustancia molecular (agua)
Modelo de estructura de sustancia atómica
Un átomo diferente de, Hidrogeno, tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia.
Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace se pueden formar enlaces sencillos, dobles o triples con el mismo átomo.
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Constan del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.
En la teoría de Lewis solo se consideran los electrones de la capa de valencia pero no los orbitales en los que se encuentran.
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Sumar los electrones de valencia de todos los átomos involucrados.
Escribir los símbolos de los átomos para saber cuales están unidos entre si y conectarlos con un enlace sencillo (un guion).
Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central (el Hidrogeno solo puede tener 2 electrones)
Colocar los electrones sobrantes en el átomo central, incluso si ello da lugar a mas de un octeto.
Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto probar con enlaces múltiples.
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Entre dos o mas moléculas también se producen interacciones, estas son de carácter electrostático y son las responsables de que cualquier sustancia pueda condensar.
Tenemos 2 tipos: fuerzas de Van der Waals y Puentes de Hidrogeno.
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Son fuerzas de naturaleza eléctrica y se deben a la existencia de dipolos en las moléculas ya sean permanentes o temporales.
Son mas débiles que los puentes de Hidrogeno. Aumentan al aumentar la polaridad de las
moléculas y el tamaño de las mismas.
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Cuando el átomo de Hidrogeno esta unido a átomos muy electronegativos, queda prácticamente convertido en un protón, el Hidrogeno al ser muy pequeño, al quedar “desnudo” atrae fuertemente (en una corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas.
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Sin embargo las características de las sustancias que se han visto hasta ahora no definen se definen al 100% por un tipo de enlace por lo que un modelo que explica esto es el llamado tetraedro de las sustancias.
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Este modelo explica que las sustancias tienen diversos grados de los enlaces que las caracterizan principalmente
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www.iessanfulgencio.org/departanemtos/fisicayquimica/enlace_inicio.htm www.quimica3grupos/6.blogcindario.com/2011/01/00623-regla-de-octeto.htm www.Iesdolmendesoto.org.zonalic/el_enlace_quimico/
enlace/fuerzas_intermoleculares.htm Sosa Fdz, Hernández Millán, et Al. “De las
propiedades de las sustancias a las interacciones químicas”.
García Franco, Garritz, Chamizo. “Enlace químico una aproximación constructivista a su enseñanza”.
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