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1. MSc. MOISES D. FLORES MORENO

2. CONTENIDO:
A. DEFINICIÓN
B. CLASES
1. E. INTERATÓMICO:
IÓNICO, COVALENTE, METÁLICO.
C. FORMA GEOMÉTRICA DE LAS MOLÉCULAS
2. E. INTERMOLECULARES:
FUERZAS DE LONDON, DIPOLO-DIPOLO, ION-DIPOLO, PUENTE DE
HIDRÓGENO.

3. Es la
mantiene
fuerza que
unidos a los
átomos o a los iones.
el enlace
Mediante
químico la sustancia
formada adquiere mayor
es decir
contenido
estabilidad,
menor
energético.

4. Existen dos grandes tipos de enlaces químicos:
Los enlaces Interatómicos: que incluyen el Enlace Iónico,
Covalente y Metálico (son fuertes, sus temperaturas de fusión
suelen estar entre 1000 K y 4000 K).
enlaces Puentes de Hidrógeno (relativamente débiles
Los enlaces Intermoleculares, que incluyen los Enlaces Van
Der Waals, Enlace Ion-Dipolo, Enlace Dipolo-Dipolo y los
sus
puntos de fusión suelen estar entre 100 K y 500 K).

5. ENLACE IÓNICO
Se produce por la atracción electrostática entre iones positivos y
negativos, generados por una transferencia completa de electrones
del catión (baja energía de ionización) al anión (alta afinidad
electrónica).
Los iones se ordenan formando una red cristalina.
Se forma cuando se une un catión (metal) con un anión (no metal).
Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino que se les
consideran fórmulas.
La diferencia de electronegatividades debe ser igual o mayor que 1.7.

7. Ejemplo:
LiF
IA-VIIA
1. Obteniendo diferencias
de electronegatividades:
F=
Li=
4.00 -
0.98
∆EN= 3.02
La diferencia de electronegatividad
(∆EN) es 3.02 por lo que es mayor
que 1.7.
¡Por lo tanto el compuesto es Iónico. !
2. La estructura de Lewis del compuesto Iónico, es:
OJO: El que tiene menor
electronegatividad pierde el
electrón , y lo gana el de
mayor electronegatividad.!
𝐿𝑖 +1
..
x
.𝐹¨:
−1
IA VIIA
𝐿𝑖x

8. Los iones formados poseen configuración electrónica de gas noble.

9. Ejercicio: Realice la estructura de Lewis del Na2O y del Al2O3

10. -1
+1
Cloruro de Sodio, estructura interna: Red cristalina

11. Cloruro de Cesio, estructura interna: Red cristalina

12. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
 Presentan elevados puntos de fusión y ebullición.
 Generalmente son solubles en agua.
 No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí disueltos en
solución o fundido.
 Al intentar deformarlos se rompe el cristal(presentan fragilidad).
 Las sustancias iónicas sólidas forman estructuras cristalinas o redes
cristalinas tridimensionales compactas, con un ordenamiento en el que
se alternan iones positivos y negativos en las tres dimensiones del
espacio.
 El tamaño de los iones (relación entre el radio del catión y el del anión)
y sus cargas determinarán los distintos tipos de ordenamiento.

13. ENLACE COVALENTE
Se forma cuando los átomos comparten pares de electrones.
En el enlace covalente los electrones compartidos pertenecen
por igual a los dos átomos que forman el enlace. Ésta
circunstancia permite contabilizar a los electrones de enlace
tanto en un átomo como en el otro, por lo que contribuyen a
completar los electrones de la capa de valencia hasta alcanzar el
octeto, lo que da gran estabilidad a cada átomo en la molécula.
El enlace covalente ocurre entre no metales porque la diferencia
de electronegatividades es menor que 1.7.

14. Ejemplo:
HCl
IA-VIIA
1. Obteniendo diferencias
de electronegatividades:
Cl=
H=
3.00 -
2.10
∆EN= 0.90
La diferencia de electronegatividad
(∆EN) es 0.90 por lo que es menor
que 1.7.
el compuesto es
Covalente
!
.
¡Por lo tanto
2. La estructura de Lewis del compuesto Iónico, es:
OJO: Aquí se comparten
electrones, en este caso un
enlace simple.
!
.
IA VIIA
𝐻 x .
𝐻 x

15. Ejemplo:
CH4
IVA-IA
1. Obteniendo diferencias
de electronegatividades:
C=
H=
2.55 -
2.10
∆EN= 0.45
La diferencia de electronegatividad
(∆EN) es 0.45 por lo que es menor
que 1.7.
el compuesto es
Covalente
!
.
¡Por lo tanto
2. La estructura de Lewis del compuesto Covalente, es:
OJO: Aquí se comparten
electrones, en este caso 4
enlaces simple
!
s.
. C .
IA
𝐻.
IV
.A
.

16. Ejercicio: Realice la estructura de Lewis de AlCl3 y PH3.

17. PROPIEDADES
 Están formados por moléculas aisladas.
 Presentan puntos de Fusión y puntos de Ebullición bajos (
en los gases).
 La mayoría si son sólidos, suelen ser blandos.
 Solubles en disolventes moleculares.
 Malos conductores del calor y la electricidad por lo
general.
 Las sustancias polares son solubles en disolventes polares
y tienen mayores puntos de Fusión y puntos de Ebullición.

20. El modelo del mar de
electrones representa al
metal comoun conjunto de
cationes ocupando las
posiciones fijas de la red, y
los electrones libres
moviéndose con facilidad,
sin estar confinados a
ningún catión específico.
ENLACE METÁLICO
Los electrones de valencia son
compartidos entre todos los átomos en
la sustancia, la cual se mantiene unida
por la atracción mutua de los cationes
metálicos por la movilidad de
electrones altamente deslocalizados.

21.  Elevados puntos de fusión y ebullición.
 Fáciles de laminar y formar hilos.
 Insolubles en agua, en su mayoría.
 Conducen la electricidad incluso en estado sólido.
 La conductividad es mayor a bajas temperaturas.
 Pueden deformarse sin romperse.
PROPIEDADES

22. Las intensidades de estas fuerzas en general son mucho mas débiles que los
enlaces iónicos, covalentes o metálicos. Por lo tanto se requiere menos
energía para evaporar un liquido o fundir un sólido. Por ejemplo sólo se
requieren 16 kJ/mol para superar las atracciones intermoleculares entre las
moléculas del HCl líquido y vaporizarlo. En contraste, la energía requerida
para romper el enlace covalente y disociar el HCl en átomos de H y Cl es de
431 kJ/mol. De este modo, cuando una sustancia molecular como el HCl
cambia de líquido a gas, las moléculas permanecen intactas.

23. POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS

24. Son fuerzas atractivas débiles
que se
fundamentalmente
establecen
entre
sustancias no polares.
Para moléculas de forma
semejante, crecen con la masa
molecular (tamaño) y con la
polarizabilidad, ya que esos dos
factores facilitan la fluctuación
de los electrones.
FUERZAS DE LONDON

25. ION - DIPOLO

26. ION - DIPOLO

27. DIPOLO - DIPOLO

28. DIPOLO - DIPOLO

29. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO

30. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO