1. CICLO 2012-I Módulo: I
Unidad: II Semana: 3
QUIMICA GENERAL
Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco

2. CONTENIDOS TEMÁTICOS
 Enlace químico
 Características del enlace químico
 Propiedades
 Problemas de analisis
 Enlace covalente
 Enlace moleculares
 Trabajo de investigación

3. Meditemos

4. ¿Por qué se forman compuestos?
Los elementos forman compuestos por que de esa forma ganan
estabilidad  liberan energía
Un
compuesto
iónico
El grafito es
una forma
elemental
en la que
se forman
enlaces
covalentes

5. Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestos
moleculares muy complejos.

6. ¿Qué es un enlace químico?
Esta fuerza da origen a una especie de ligamento entre
los átomos u otras especies químicas, confiriendo
estabilidad a los conjuntos formados.
Esta fuerza es lo que se conoce como enlace químico.
químico
Un enlace químico resultará de la redistribución de los
electrones de los átomos y partículas participantes, y
ésta es la causa de que la energía total del sistema
llegue a un mínimo de energía, es decir a su estado más
estable.

7. Electronegatividad y enlace
La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los
átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.
Generalmente:
Si ∆EN >=1,7 es iónico; ∆EN <=1,7 es covalente
H
2,1
Li Be B C N O F
1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
Na Mg Al Si P S Cl
0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0,8 1,0 1,3 1,5 1,6 1,6 1,5 1,8 1,8 1,8 1,9 1,6 1,6 1,8 2,0 2,4 2,8
Rb Sr In Sn Sb Te I
0,8 1,0 1,7 1,8 1,9 2,1 2,5
Cs Ba
0,7 0,9

8. Electronegatividad y enlace

9. Tipos de enlace
• Interatómicos
– Iónico
– Covalente Metano
– Metálico CH4(g)
• Intermoleculares
– Fuerzas de London
– Interacciones dipolo-dipolo
– Enlaces puente de hidrógeno
Agua
H2O(l)

10. Tipos de enlaces interatómicos

11. Enlace Iónico

12. ¿Cómo se forma el enlace iónico?
a tr a c c ió n e le c tr o s tá tic a
e n tre c a rg a s o p u e s ta s !
Na + Cl Na Cl
2 2 6 1
N e 3s 3p2 5 1s2 2s2 2p 6
1s 2s 2p 3s
N e 3s2 3p 6
E N = 0 ,9 E N = 3 ,0
E l c lo r o g a n a
e le c tr o n e s
E l s o d io p ie r d e e le c tr o n e s c o n fa c ilid a d !
fá c ilm e n te !
a m b o s c o m p le ta n e l o c te to !

13. Teoría de Lewis
• Los electrones de valencia son
los que intervienen en la
formación de enlaces.
• Los electrones buscan
aparearse para ganar
estabilidad (regla del dueto).
• Los electrones con transferidos
o compartidos hasta que el
átomo obtenga la configuración
de gas noble (regla del octeto).
• En la representación de Lewis,
el símbolo representa al núcleo
y a los electrones del kernel, y
los puntos a los electrones de
valencia,

14. Estructuras de Lewis de compuestos iónicos
Primero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representa
entre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la carga
correspondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos se
representan entre corchetes.
•• 2-
•• 2+
•
BaO Ba O• Ba O
••
• •
••
•• ••
••
•
Cl -
••
2+ ••
••
MgCl2 Mg • Mg 2 Cl
••
••
• ••
••
•
Cl
••
••

15. Los compuestos iónicos
Un ion no solo atrae un contraion sino varios
otros más, de acuerdo a su tamaño y carga,
por lo que cada ion estará siempre rodeado de
un número determinado de iones de signo
contrario, y un compuesto iónico será por lo
tanto una estructura tridimensional, llamada
RED CRISTALINA
+
R E D C R IS T A L IN A

16. Los compuestos iónicos
Los
c
diversos
a α c
compuesto
a β γ
a 120 o
a
a
a
b s tienen
varias
formas de
cristalizar.

17. Propiedades de los compuestos iónicos
A temperatura ambiente, son sólidos con puntos de
fusión altos, debido a la fuerzas electrostáticas de
atracción entre los iones.
Altos puntos de fusión y ebullición.
Muchos son solubles en solventes polares como el
agua.
La mayoría es insoluble en solventes no polares como
el hexano o la gasolina.
Son conductores de la electricidad en estado fundido
(líquido) o en solución acuosa.
No forman moléculas sino “pares iónicos”, por lo que
se prefiere hablar de unidades fórmula ó fórmulas
mínimas, cuando de compuestos iónicos se trata.

18. Problemas de aplicación
1. En un enlace covalente:
•Los átomos formando el enlace están en la forma de
iones.
•Hay transferencia total de electrones de un átomo a
otro.
•Los electrones son compartidos en forma
relativamente igual por los dos átomos.
•El pasaje de la corriente eléctrica es muy fácil
•Es la gran diferencia en electronegatividad lo que
mantiene el enlace.

19. 2. Qué compuesto de los que se
indican abajo, tendrán todos sus
enlaces esencialmente covalentes?
a) NaOH
b) ZnCl2
c) CH3CO2Na
d) CaCO3 e) CH3CH2OH

20. 3. De los siguientes compuestos diga cuantos
enlaces iónicos y cuantos enlaces covalentes tiene.
•Na2O2
•H2O2
•CO2
•N2O3
•Cl2O5
•Mn2O3
•H2S
•N2O3

21. En la siguiente estructura determine usted
cuantos enlaces iónicos hay y cuantos
enlaces covalentes hay en la estructura
siguiente:

22. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE
INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
Investigar lo siguiente:
1. Los enlaces en su importancia en la existencia de la
vida, fundamente con ejemplos.
2. En que tipo de materiales se identifican los enlaces
iónicos.
3. Construya una tabla en donde describa las
principales propiedades de los compuestos iónicos, y
sus aplicaciones.

23. ORIENTACIONES
Se recomienda revisar las bases teóricas en su
guía didáctica de química general.
Es necesario que dedique dos horas diarias a su
estudio, consultando los libros o textos de
lectura obligatorios y el material impreso que se
le ha entregado.
Es obligatorio que revise los videos
complementarios que se le adjunta sus
respectivos link en internet.

24. GRACIAS

25. CICLO 2012-I Módulo: I
Unidad: II Semana: 3
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Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco

26. Regla del octeto
Los átomos se unen compartiendo electrones
hasta conseguir completar la última capa con 8
e- (4 pares de e-) es decir conseguir la
configuración de gas noble: s2p6
En el enlace sólo participan los electrones de
valencia (los que se encuentran alojados en la
última capa).
Estado basal de
los átomos

27. Electronegatividad y enlace
La mayor o menor diferencia entre las
electronegatividades de los átomos que forman
un compuesto determinan el tipo de enlace.
Generalmente:
Si ∆EN >=1,9 es iónico; ∆EN <=1,9 es covalente
H
2,1
Li Be B C N O F
1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
Na Mg Al Si P S Cl
0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0,8 1,0 1,3 1,5 1,6 1,6 1,5 1,8 1,8 1,8 1,9 1,6 1,6 1,8 2,0 2,4 2,8
Rb Sr In Sn Sb Te I
0,8 1,0 1,7 1,8 1,9 2,1 2,5
Cs Ba
0,7 0,9

28. Porcentaje de carácter iónico del
enlace

29. El enlace covalente
Pueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomos
que forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química:
una molécula. Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomos
de elementos no metálicos, que tienen potenciales de ionización relativamente
altos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias de
electronegatividades menores a 1,9.
Electrones Par electrónico
1s compartido
Dos átomos de Una molécula de
hidrógeno hidrógeno
Par enlazante

30. Formación del H2
Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (se
superponen, se solapan, se funden) formando un nuevo tipo de
orbital: un orbital molecular (un enlace covalente)

31. Moléculas sencillas
p a r n o c o m p a r t id o
H
O O H
H H
AG UA, H 2O p a r c o m p a r tid o
O H
H

32. Moléculas sencillas
H H
N H H N
H H
p a r n o c o m p a r tid o
A M O N IA C O , N H 3
p a r c o m p a rtid o
H
H N
H

33. Clasificación de los enlaces covalentes

34. Tipos de enlace covalentes
(a) Por el origen de los electrones
compartidos
• Normales:
Si los electrones compartidos provienen uno de
cada uno de los átomos enlazados.
• Coordinados:
Si el par de electrones compartidos proviene de
uno solo de los átomos enlazados.

35. Tipos de F o r m a c ió n d e l B r 2
enlace Br Br Br Br
covalent
E n la c e c o v a le n te n o r m a l Br Br
es: +
F o r m a c ió n d e l N H (io n a m o n io )
Por el H
4
H
+
origen de H N H +
H N H
los H n o tie n e e le c tr o n e s !!
s u o r b it a l 1 s e s t á v a c ío !!
H
electrones H
compartid E n la c e c o v a le n te c o o r d in a d o H N H
H
os
Los enlaces covalentes normales y
coordinados formados en el NH4+ son

36. Enlaces covalentes normales y
coordinados
Orbitales semillenos Pares de e-
compartidos
Enlace covalente normal simple
Orbital lleno Orbital vacante Pares de e-
compartidos
Enlace covalente coordinado simple

37. Tipos de enlace covalentes:
(b) Por el grado de compartición de los
electrones
Enlaces
formados
por
átomos
iguales:
nubes
Enlaces covalentes no polares simétricas
Enlaces formados por
δ+ δ−
átomos diferentes: nubes
asimétricas por la diferencia
de electronegatividad o
tamaño (se origina un
dipolo o separación de
Enlaces covalentes polares
cargas parciales)

38. Tipos de Enlace según la diferencia de
Electronegatividad
La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de
los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de
enlace.
ΔEN = ENA - ENB
Si ΔEN ≥ 1,9 Si ΔEN < 1,9
Enlace Iónico Enlace Covalente
No polar o apolar Polar
Si, ΔEN = 0, 0 Si, 0 <ΔEN < 1,9
(átomos iguales) (elementos diferentes)

39. Enlace no polar

40. Enlace polar

41. δ− δ+ Momento Dipolar (µ)
El momento dipolar es una magnitud
vectorial que mide la intensidad del dipolo
Cl H formado, es decir es una medida del
polaridad del enlace.
µ=q.r
q: carga del e- = 1,602·10-19 C
r: distancia entre cargas
µ 1 Debye (D) = 3,33·10−30 C.m
Sustancia ΔEN µ (D) Te (oC)
HF 1,9 1,91 19,9
HCl 0, 9 1,03 -85,03
HBr 0,7 0,79 -66,72
HI 0,4 0,38 -35,35
H-H 0,0 0,0 -253

42. Tipos de enlace covalentes:
(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente
Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden
compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples
enlaces sencillos (1 par compartido)
enlaces dobles (2 pares
compartidos)
enlaces triples (3 pares compartidos)
H H O O N N
octetos

43. Tipos de enlace covalentes:
(d) Por la forma de los enlaces (orbitales
moleculares)
El enlace se forma cuando solapan los orbitales
atómicos.
Enlacedos e- se comparten en el nuevo orbital
Los Sigma, σ:
La formado.
densidad electrónica se
concentra en el eje que une
los átomos. Consta de un
solo lóbulo.Todos los
enlaces sencillos son sigma.

44. Tipos de enlace covalentes:
(d) Por la Forma de los enlaces (orbitales
moleculares)
Enlace pi, π:
La densidad electrónica se encuentra por encima y por
debajo del eje que une los átomos. Consta de dos
lóbulos.
- Un enlace doble consiste en un enlace σ y un π.
- Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π.
+
Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitud
E≡E Enlace longitud de enlace (Å) energía de enlace
(kcal/mol)
C–C 1,53 88
C=C 1,34 119
C≡C 1,22 200

45. Enlace simple
Orbitales sigma y pi
•• •• ••
• Cl • •
H• • • Cl • •
• Cl • Enlace doble
•• •• ••
Región de
traslape
Enlace triple
Enlace σ Enlace σ
s-p p-p

46. Orbitales sigma

47. Orbitales pi

48. Enlaces múltiples
π
•
• N σ
π
N •
•
Nitrógeno, N2

49. Estructuras de Lewis en
compuestos covalentes
Son una representación gráfica para comprender
donde están los electrones en un átomo o molécula,
colocando los electrones de valencia como puntos
alrededor de los símbolos de los elementos.
La idea de enlace covalente fue sugerida en
1916 por G. N. Lewis:
Los átomos pueden adquirir
estructura de gas noble
compartiendo electrones para
formar un enlace de pares de
G. N. Lewis
electrones.

50. Reglas
Se considerará como átomo central de la molécula:
. El que esté presente unitariamente
. De haber más de un átomo unitario, será al que le falten más
electrones.
. De haber igualdad en el número de e-, será el menos
electronegativo.

51. Ejemplos de Estructuras de
Lewis

52. Adicionalmente...
Reglas para hallar el número de enlaces
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la
fórmula molecular propuesta. Para un anión poliatómico se le
añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se
restan tantos electrones como cargas positivas. A este valor se
le denomina a
2- Se determina el número total de electrones necesarios para
que todos los átomos de la especie puedan adquirir la
configuración de gas noble, multiplicando el número de átomos
diferentes del hidrógeno por 8 y el número de átomos de
hidrógeno por 2. A esta cantidad se le denomina b.
b-a
Número de enlaces
= 2

53. Ejemplos
Ejemplo 2: SiO4-4
1) Si: 4e- val
Ejemplo 1: H2CO O: 6e-x 4 = 24 e- val a =32
1)C: 4e-
+ 4 cargas neg.
H: 1e- x 2= 2e- a =12 2) b = 8x5= 40 O 4-
O: 6e- #enlaces= (40 -32)/ 2 = 4
H O Si O
2) b = 8x2 + 2x1 = 18
#enlaces= (18 -12) / 2 = 3
H C O O
3) e- de v. libres: 12-6= 6 H 3) e- de val libres= 32- 8= 24
H H C O 4) 4-
4) O
H C O
O Si O
O

54. Propiedades de los compuestos
covalentes
Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos
de fusión.
Algunos sólidos covalentes presentan altos
puntos de fusión y ebullición.
Muchos no se disuelven en líquidos polares
como el agua.
Mayormente se disuelven en líquidos no polares
como el hexano o la gasolina.
En estado líquido o fundido, no conducen la
corriente eléctrica.
Cuando forman soluciones acuosas, éstas son
malas conductoras de la electricidad.

55. Comparación de propiedades
Compuestos iónicos y covalentes

56. Resonancia
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe
correctamente las propiedades de la molécula que
representa.
Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos
enlaces idénticos mientras que en la estructura de
Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+
largo).
O
O
O

57. Resonancia
Explicación: Suponer que los enlaces son
promedios de dos posibles situaciones
A estas estructuras
se les llama formas
O O resonantes
O O
O O
- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay una molécula: la real, que
no es una ni la otra.
- Las estructuras son equivalentes.
- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

58. Excepciones a la regla del octeto
• No todas las especies químicas cumplen la
regla del octeto.
• Hay tres clases de excepciones a la regla del
octeto
a) Moléculas con # de e- impar.
N O Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto.
F
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
B F
F Ejemplos: Compuestos de Be, B, Al.

59. Excepciones a la regla del octeto
c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de
un octeto.
PCl 5 La clase más amplia de
moléculas que violan la regla
# de e- de val ⇒ 5+7x5= 40 e- consiste en especies en las
que el átomo central está
Cl rodeado por mas de 4 pares de
Cl e-, tienen octetos expandidos.
P Cl
Cl
Cl
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el
enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

60. Hibridación
• Por ejemplo, el carbono, con sus 4 e- de
valencia y su notación de Lewis, es decir solo 2
electrones desapareados, no explicaría la
formación de 4 enlaces simples iguales en el
metano, CH4.
H Para explicar esta posibilidad es
necesario recurrir a una nueva teoría: la
H C H hibridación de orbitales.
•
•C •
H
•
• La hibridación es la suma de orbitales para dar
un nuevo conjunto de orbitales, en igual
número, y de igual energía

61. La formación del metano, CH4

62. Hibridación sp3
Hibridación
CH4

63. Híbridos sp3

64. El metano, CH4

65. Hibridación sp2
Hibridación

66. Híbridos sp2

67. Hibridación sp
Hibridación

68. Híbridos sp

69. Enlaces múltiples
El Etileno tiene un doble enlace en su estructura
de Lewis.
H H
C=C
H H
Molécula plana

70. El eteno o etileno, C2H4

71. Enlaces múltiples
• El Acetileno, C2H2, tiene un triple enlace.
• La molécula es lineal, H – C ≡ C – H

72. El etino o acetileno, C2H2

73. Geometría molecular
Es importante saber predecir la geometría o forma molecular,
puesto que de ella derivaremos muchas propiedades.
a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el número de pares de e- de enlace y los no
enlazantes alrededor del átomo central y de acuerdo a ello se
atribuye un tipo de hibridación
c)La geometría molecular final vendrá determinada en función
de los átomos o grupos atómicos unidos al átomo central.
Estructura de
Lewis Geometría de los Geometría molecular
Requiere sp
3
pares de e- (pirámide trigonal)
(tetraedral)

74. Geometría molecular
# de pares Geometría de # de pares # de pares Geometría molecular Ejemplos
de e- del los pares de de e- de e- no
átomo e- enlazantes enlazantes
central
lineal
Plana-
trigonal
angular

75. Geometría molecular
# de pares Geometría de # de pares # de pares Geometría molecular Ejemplos
de e- del los pares de de e- de e- no
átomo e- enlazantes enlazantes
central
Tetraedral Tetraedral
Piramidal-
Trigonal
Angular

76. Hibridación y Geometría molecular:
Resumen
Número de Número Angulo
Hibridación enlaces de pares Total Geometría de enlace Ejemplo
sigma solitarios (aprox)
sp 2 0 2 Lineal 180° BeH2
2 1 3 Angular SO2
sp2
3 0 3 PlanaTrigonal 120° SO3
2 2 4 Angular
3 1 4 Piramidal- H2 O
sp3 trigonal 109,5 ª NH3
4 0 4 Tetraédrica CH4

77. Polaridad molecular
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de su
polaridad, es decir la distribución de la densidad electrónica.
Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos
cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
2- La geometría molecular HO2
CO2
Cada dipolo C-O se
anula porque la molécula Los dipolos H-O no se anulan
es lineal porque la molécula no es lineal, sino
angular.

78. Polaridad molecular
Polar
Si hay pares no
enlazantes la molécula
es polar.
Si los pares de e- de enlace están distribuidos
simétricamente alrededor del átomo central, la molécula es
no polar.

79. Moléculas polares

80. La “Teoría del Mar de
Enlace Metálico
Electrones”: afirma que
siendo los electrones de
valencia de un metal muy
débilmente atraídos por el
núcleo, estos electrones se
desprenderían del átomo,
creando una estructura
basada en cationes metálicos
inmersos en una gran
cantidad de electrones libres
(un mar de electrones) que
tienen la posibilidad de Metal Punto de fusión (°C)
moverse libremente por toda
la estructura del sólido. Na 97,8
Fe 1536
W 3407

81. Enlace metálico (Mg)

82. Propiedades que
genera el enlace
• metálico
Los metales son buenos
conductores del calor y la
electricidad.
• Sin dúctiles, maleables,
tenaces
• Son relativamente blandos
(se rayan fácilmente)
+ + + + +
• Poseen alta densidad
• Poseen color y brillo
+ + + + +
característico
• Algunas de las propiedades
señaladas se explican por la
facilidad con la que se
realizan desplazamiento de
partes del cristal alo largo

83. Fuerzas intermoleculares
Son fuerzas más débiles que los enlaces
covalentes que mantienen unidas a las
moléculas en el estado condensado (líquido
o sólido)
Fuerzas de London Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas dipolo-dipolo
Enlaces por puentes de hidrógeno

84. Fuerzas de dispersión de London
 Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos
formados entre las moléculas (polares o no polares)
 Dipolos instantáneos: El movimiento de los electrones en el orbital
origina la formación de dipolos no permanentes.
 Dipolos inducidos: Los electrones se mueven produciendo un dipolo
en la molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos).
Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad
depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes
en moléculas no polares

85. Fuerzas de dispersión de London
Moléculas no polares
En una de ellas se
forma un dipolo
instantáneo
El dipolo
instantáneo induce
a la formación de un
dipolo en la
molécula vecina

86. Fuerzas de London

87. Grafito

88. Fuerzas dipolo-dipolo
Interacción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en la
molécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan
entre moléculas polares neutras, y su intensidad
depende de la polaridad molecular.

89. Fuerzas dipolo-dipolo

90. Enlaces Puente de Hidrógeno
(EPH)
Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas
intermoleculares muy fuertes.
El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido
(enlazado) a un elemento altamente electronegativo. Estas
fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes
entre compuestos con F, O y N, unido a H

91. EPH en el agua

92. Efecto de los EPH en la propiedades
físicas

93. Efecto de los EPH en la propiedades
físicas
Punto de
ebullición
normal
(K)
Masa molecular
⇒ Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por
puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

94. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE
INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
Investigar lo siguiente:
1.Los enlaces covalentes en que tipo de sustancias
orgánicas se encuentran presentes que usen lo
ingenieros electrónicos y cual es su aplicación .
2. Dentro de la gama de materiales compuestos que
son muy usados actualmente que tipo de enlace se
encuentra presente y porque.

95. ORIENTACIONES
Se recomienda revisar las bases teóricas en su
guía didáctica de química general.
Es necesario que dedique dos horas diarias a su
estudio, consultando los libros o textos de
lectura obligatorios y el material impreso que se
le ha entregado.
Es obligatorio que revise los videos
complementarios que se le adjunta sus
respectivos link en internet.

96. GRACIAS