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Enlace covalente: Modelo de Lewis y tipos de enlace

Enlace covalente: Modelo de Lewis y tipos de enlace

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Fuentes de energía: Renovables y no renovables

Energía cinética, potencial elástica y gravitatoria

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Trabajo y potencia: Relación, definición y signo

Energía térmica: Calor y transferencia

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Presión: Definición y tipos

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Ley de Hooke: Fuerza elástica y elongación

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Fuerza normal y tensión: Plano horizontal y poleas

Ley de gravitación universal: Fuerzas gravitatorias

Leyes de Kepler: Movimientos planetarios

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Átomo de carbono: Formas alotrópicas

Hidrocarburos: Alcanos, alquenos y alquinos

Grupos funcionales: Clasificación y formulación

Enlaces químicos

Enlace químico: Metálico, iónico y covalente

Enlace iónico: Estructura y propiedades

Enlace covalente: Modelo de Lewis y tipos de enlace

Enlace metálico: Modelo de nube electrónica y propiedades

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Reacciones químicas

Cambios en la composición: Físicos y químicos

Reacción química: Estequiometría, reactivos y productos

Ley de conservación de la masa

Mol, masa y volumen molar

Ecuación química: Teoría atómico-molecular y de colisiones

Estequiometría I: Ajuste de una reacción química

Estequiometría II: Cálculo de masas y volúmenes

Reacciones de combustión: Combustible + Oxígeno

Reacciones de neutralización: Ácido + Base

Reacciones de síntesis: Amoniaco y ácido sulfúrico

Energía de las reacciones: Endotérmica y exotérmica

Factores que afectan a la velocidad de reacción

Reacciones contaminantes en el medio ambiente

Átomo

Historia del átomo: Teorías y modelos atómicos

Caracterización de los átomos: Número atómico y másico

Masa atómica: Protones, neutrones y electrones

Átomo de Bohr I: Modelos atómicos

Átomo de Bohr II: Orbitales y subniveles de energía

Configuración electrónica: Diagrama de Moeller

Sistema periódico: La tabla periódica

Propiedades de los elementos en la tabla periódica

Capa de valencia: Configuración electrónica

Medidas

Magnitudes frecuentes: Básicas y derivadas

Magnitudes escalares y vectoriales

Sistema Internacional: Magnitudes y unidades

Notación científica: Conceptos básicos

Factores de conversión de unidades

Errores en la medida: Absolutos y relativos

Cifras significativas: Precisión en la medición

Hacer ciencia

Método científico: Observar, experimentar y analizar

Vídeo Explicativo

Docente: Jorge

Resumen

Enlace covalente: Modelo de Lewis y tipos de enlace

Modelo de Lewis

Este modelo sugiere que una molécula como puede ser H2\rm H_2H2​ puede ser formada porque cada átomo comparte un electrón de valencia para completar así ambos su capa de valencia cumpliendo la regla del octeto y formando un enlace covalente.

Cada par de electrones compartidos se considera un enlace.


Ejemplo 

Enlace covalente H2\it H_2H2​​

Física y Química; El enlace químico; 4. ESO; Enlace covalente: Modelo de Lewis y tipos de enlace

Diagrama de Lewis 

Método para representar de forma sencilla un enlace covalente. Se escribe el símbolo del elemento con sus electrones de valencia.


Ejemplo 

Diagrama de Lewis del enlace covalente H2\it H_2H2​ 

​H⋅  +  ⋅H→H−H\rm H \cdot \ \ +\ \ \cdot H \rightarrow H - H H⋅  +  ⋅H→H−H


Tipos de enlaces

Dependiendo del número de pares de electrones que se unan, los enlaces pueden ser: 

Tipo 

NÚMERO DE PARES DE UNIÓN

Ejemplo 

Enlace sencillo 
Un par de electrones
​:C¨l⋅ ⋅⋅ +   ⋅C¨l:⋅⋅→Cl−Cl\rm \underset{\cdot\cdot }{: \ddot Cl \cdot\ }\ +\ \ \ \underset {\cdot\cdot } {\cdot \ddot Cl : } \rightarrow Cl - Cl⋅⋅:C¨l⋅ ​ +   ⋅⋅⋅C¨l:​→Cl−Cl                               

Enlace doble
Dos pares de electrones
​:O¨: +   :O¨:→O=O\rm {: \ddot O :}\ +\ \ \ {: \ddot O : } \rightarrow O = O:O¨: +   :O¨:→O=O​​

Enlace triple 
Tres pares de electrones
​:N˙⋅ ⋅ +   ⋅N˙:⋅→N≡N\rm \underset { \cdot}{: \dot N \cdot\ }\ +\ \ \ \underset {\cdot } {\cdot \dot N : } \rightarrow N \equiv N⋅:N˙⋅ ​ +   ⋅⋅N˙:​→N≡N                                                                                                                                      


Ejemplo

En el caso del Cloro, se observaría algo como esto:

​

Polaridad del enlace covalente

  • Polar: Uno de los átomos del enlace es más electronegativo que el otro, el par de electrones es atraído por ese átomo y se forma un dipolo. 
  • Apolar: Ambos átomos son iguales y el enlace es compartido de forma equitativa entre ambos átomos. 

Recuerda que: Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre ambos átomos, mayor polaridad tiene el enlace. 


Estructura de los enlaces covalentes

Los compuestos resultantes de un enlace covalente pueden tener dos estructuras diferentes: 


Sustancias moleculares 

  • La mayoría de los compuestos pertenecen a esta categoría.
  • Los enlaces dentro de las moléculas son muy fuertes mientras que entre ellas no lo son tanto: (O2, CH4, H2O)\rm (O_2, \ CH_4, \ H_2O)(O2​, CH4​, H2​O)​​
  • Presentan temperaturas de fusión bajas, son blandos, frágiles y aislantes eléctricos.  


Sustancias covalentes reticulares 

Forman estructuras gigantes, con átomos de carbono pero con estructuras diferentes.

  • Grafito. Blando y buen conductor. Cada C\rm CC forma tres enlaces quedando una estructura bidimensional. El cuarto electrón es el encargado de disponer la estructura en capas. 
  • Diamante. Duro y aislante. Cada C \rm C\ C ​forma cuatro enlaces formando una estructura tridimensional. 

Excepto el grafito, tienen temperaturas de fusión altas, son muy duros pero muy frágiles y son malos conductores. 

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Duración:
Enlace químico: Metálico, iónico y covalente

Unidad 1

Enlace químico: Metálico, iónico y covalente

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Enlace covalente: Modelo de Lewis y tipos de enlace

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Preguntas frecuentes

¿Cómo pueden ser los enlaces covalentes?

En función de cuantos pares de electrones se unan pueden ser sencillos, dobles o triples

¿Qué es un diagrama de Lewis?

Es un método para representar de forma sencilla un enlace covalente. Se escribe el símbolo del elemento con sus electrones de valencia.

¿Qué es un enlace covalente?

Un enlace entre dos átomos en donde cada átomo comparte un electrón de valencia para completar así ambos su capa de valencia para cumplir así la regla del octeto.

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