Concepto de enlace químico, regla del octeto, enlace iónico, enlace covalente, enlace metálico

1. BLOQUE 5: ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIÓNES INTERMOLECULARES
ENLACES QUÍMICOS
Enlace: es una atracción para mantener a las partículas unidas unas con otras, es de
naturaleza eléctrica y se da entre cargas opuestas: positivo (+) y negativo (-).
Para llevarla a cabo es necesaria la intervención de FUERZA y ENERGÍA.
H H+ H2 +  H H+
En la formación de enlaces o uniones químicas entre átomos participan los
Electrones de valencia
Son los electrones que pueden interaccionar con otros átomos

2. ENLACES
QUÍMICOS
Fuerzas
Intramoleculares
IONICO
COVALENTE
Polar
No polar
METÁLICO
Fuerzas
Intermoleculares
Van der Waals
Dipolo - dipolo
London
Puentes de
Hidrógeno

3. REGLA DEL OCTETO (Gilbert Newton Lewis, 1916).
Participan los electrones de valencia, se trata de una tendencia a completar el nivel
de energía externo (s y p) de los átomos involucrados con 8 electrones adquiriendo así
la configuración electrónica de un gas noble.
PERO, HAY EXCEPCIÓNES
- H, que al completar su nivel externo con 2 electrones adquiere la propiedad del He.
- Los metales de transición
- BF3
- PCl5
- SF6
He Ne Ar Kr Xe Rn
2 10 18 36 54 86

4. NIVELES DE ENERGÍA DEL ÁTOMO
(Números cuánticos)
n
I
Número cuántico secundario
Númerocuánticoprincipal
1s2
7
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
7p6
3d10
4d10
5d10
6d10
4f14
5f14
6f14
0 1
1
2
2
3
3
4
5
6
Número cuántico principal (n)
Describe el nivel energético PRINCIPAL de un
electrón, sus valores van desde 1 hasta 7
Número cuántico secundario (I)
Indica el tipo de ORBITAL en el que se encuentra
el átomo. Este valor es variable y determina el
tipo de orbital o SUBNIVEL energético del
electrón
s (nítido), p (principal), d (difuso), f (fundamental)
Momento magnético (m)
Es la orientación del e- en el espacio bajo la
influencia de un campo magnético
Spin o giro (s)
Indica la orientación del giro del electrón sobre
su propio eje.

5. PROPIEDADES PERIÓDICAS
- +
+
-
ELECTRONEGATIVIDAD
Capacidad del núcleo
atómico de un elemento
para atraer a los
electrones de otro
átomo.

6. He
Ne
Ar
Kr
Xe
2
10
18
36
54
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DIAGRAMA DE LEWIS e- VALENCIA

7. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DIAGRAMA DE LEWIS
HNO3
Ácido nítrico
FORMULA
CONDENSADA
H3SO4
Ácido
Sulfúrico
CH4
Metano

8. ENLACE IÓNICO.
TRANSFERENCIA DE UNO O MÁS ELECTRONES DE UN ÁTOMO A OTRO O
GRUPO DE ÁTOMOS→ Ganancia o pérdida de electrones.
Metales con no metales.
Salino o electrovalente
En estado sólido no conducen la electricidad.
En solución si.
Son redes cristalinas (Cristal geométrico).
Puntos de fusión y ebullición elevados

9. ENLACE COVALENTE.
COMPARTICIÓN de o más pares de electrones entre los átomos que se unen.
- NO METALES.
- REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS EN CAPAS DE VALENCIA (H2O).
COVALENTE POLAR: Cargas parciales (-) y (+), con distribución asimétrica entre los
átomos → se crea un dipolo.
CLORURO DE HIDRÓGENO HCL
AGUA H2O
COVALENTE NO POLAR: Dos átomos de un mismo elemento se unen para formar
una MOLÉCULA VERDADERA con distribución simétrica (O2, H2).

10. ENLACE COVALENTE.
COVALENTE COORDINADO: Un átomo de un elemento dona su par de electrones
a otro elemento que los acomoda en un orbital vacío
H
CLORURO DE AMONIO (NH4Cl).
N H
H
H
Cl

11. ENLACE COVALENTE.
Propiedades
- Punto de fusión variado.
- En estado sólido no condicen electricidad.
- En solución son buenos conductores de electricidad.
- Existen en sus tres estados de agregación
- Se pueden obtener MOLÉCULAS VERDADERAS Y DIATÓMICAS (2 ÁTOMOS)

12. CURIOSIDADES DE LOS METALES.
Son muy abundantes y la mayoría se encuentran formando compuestos.
CAUSAS BENÉFICAS

13. CURIOSIDADES DE LOS METALES.
Son muy abundantes y la mayoría se encuentran formando compuestos.
CAUSAS PERJUDICIALES

14. ENLACE METÁLICO.
Ocurre entre átomos de metales que tienen pocos electrones (de 1 a 3) en el último
nivel de energía.
Forman enlaces des-localizados o libres → Ubicación de los electrones y su
desplazamiento entre los Cationes metálicos.
Aniones → ANODO (-)
Cationes → CATODO (+)

15. ENLACE METÁLICO.
ALEACIONES: Calentamiento de los metales hasta fundirlos. Se crea una aleación por
sustitución, es decir la red metálica no se desordena, esto se debe a que la diferencia
de tamaño entre átomos no es muy grande.
ALEACIÓN INTERSTICIAL: Cuando la diferencia del tamaño entre átomos es mas
grande, los átomos de menor tamaño ocupan los espacios de los átomos mayores.

16. TIPO DE ENLACE
IÓNICO COVALENTE METÁLICO
Tipo de elemento
En general
metal con un no metal
Unión de átomos de un
mismo elemento no metálico
En general se encuentran
formado compuestos
Punto de fusión Muy alto Variados Elevado
Punto de ebullición Muy alto Variados Elevado
Conductividad
No conducen la electricidad
en estado sólido, pero si en
una disolución acuosa
Malos conductores de calor y
electricidad
Buenos conductores de calor
y electricidad
Estructura que se forma Estructuras cristalinas Gases, Líquidos o Sólidos
Solidos (Generalmente).
Forma redes.
Ejemplos de sustancias
NaCl, NaF
KBr, CaBr2
K2O, CaO
MgF2, MgO
Gases: Cl2, O2, N2, Co2.
Líquidos: H2O, CCl4
Sólidos: C, S
Au (oro)
Ag (plata)

17. FUERZAS INTERMOLECULARES (Interacciones entre moléculas)..
FuerzasIntermoleculares
Enlaces químicos
Iónicos
Covalentes
Metálicos
Interacción de
moléculas
Estados de
agregación
Puntos de
ebullición
Solubilidad

18. Van der Waals
Atracciones o repulsiones débiles para los
gases y más fuertes para sólidos y
líquidos
Dispersión de London
Presentes débilmente en moléculas
polares y es dependiente de la cantidad
de electrones. Se puede crear un dipolo
Dipolo-Dipolo
Fuerzas entre dos moléculas con dipolos
permanentes. Es similar al enlace iónico.
Ejemplo: HCl
Dipolo-Dipolo Inducido
Es una interacción de moléculas polares.
Su intensidad depende del tamaño del ion,
su carga eléctrica y la fuerza del dipolo.
Fuerzas
Intermoleculares
FUERZAS INTERMOLECULARES.

19. PUENTES DE
HIDRÓGENO
IMPORTANTE
PARA LA VIDA
REACCIONES
QUÍMICAS,
FISIOLOGÍA
PUNTOS DE
FUSIÓN Y
EBULLICIÓN
PROTEÍNAS

20. BLOQUE 6: NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA
Lavoisier → Un lenguaje en caja negra
Lenguaje alquimista, un tanto confuso.
Necesidad de dar un nombre lógico, descriptivo y pertinente…
Con base en los 118 elementos de la tabla periódica.

22. J. J Berzelius→ Símbolos modernos para los elementos.
Nombres latinos de 1, 2 o 3 letras.
IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistri. Simbología universal
N = Nitrogeno
Ca = Calcio
Unq = Unnilquadium
DIOSES MITOLÓGICOS
CUERPOS CELESTES
PAÍSES O CIUDADES
PERSONAJES FAMOSOS
COLOR CARACTERÍSTICO

23. NOMENCALTURA Y ESCRITURA DE FÓRMULAS
NOMBRE QUÍMICO NOMBRE COMÚN O
COMERCIAL
FÓRMULA
Carbonato de plomo Cerusita PbCO3
Óxido de zinc Cincita ZnO
Sulfato de potasio Sulfato de potasa K2SO4
Cloruro de potasio Muriato de Potasa KCl
Sulfato de magnesio Sal de Epsom MgSO4
Nitrato de sodio Nitrato de chile NaNO3

24. NÚMERO DE
OXIDACIÓN.
Es la carga con la
cual actúa un
átomo del elemento
cuando se asignan
al átomo más
electronegativos
los electrones que
forman el enlace.
Configuración
electrónica
• Dos o más
elementos para
formar un
COMPUESTO
Ganar, perder
o compartir
electrones
• TIPO DE ENLACE
• IÓNICO
• COVALENTE
• METÁLICO
NÚMERO DE
OXIDACIÓN
DEL ÁTOMO
• +1
• -1
NOMBRE DEL
COMPUESTO

25. REGLAS PARA BAUTIZAR A UN COMPUESTO
Con base en su número de oxidación

26. NÚMERO DE OXIDACIÓN
Es un número entero con signo (+) o (-) que se le asigna a cada
elemento y se escribe como exponente a la derecha del símbolo del
elemento
Este indica la cantidad de electrones ganados (negativo) o donados
(positivo) por el átomo de un elemento al formar un compuesto
METALES
Número de oxidación positivo
NO METALES
Número de oxidación negativo

27. Estado puro
• El número de oxidación es cero
• H2, Cu, O2, Cl2, Fe
Hidrógeno
• Número de oxidación +1, excepto en los hidruros -1
• H2 O-2 Na+1H-1
Oxigeno
• Número de oxidación de -2, excepto en los peróxidos -1
• Cu+2O-2, Na2O2
Suma
algebraica
• La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un
compuesto es igual a cero, ya que las moléculas son neutras
• K+1 Mn+7O-2 +1 +7 -8 = 0
NÚMERODEOXIDACIÓN

28. ALCALINOS Y ALCALINOTÉRREOS
GRUPO IA
Li1+
Na1+
K1+
Rb1+
Cs1+
Fr1+
GRUPO IIA
Be2+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Ra2+

29. CO2
C4+ + C2 O4O2-
Los números subíndices te
indican la proporción de
átomos de cada uno de los
elementos del compuesto
C1 O2
Simplificación de las
proporciones
CO2
Representación final de la
fórmula
Formación de un compuesto
Números de oxidación de
cada elemento

30. HIDRUROS
Estos se forman entre algunos metales con el elemento H (Hidrógeno).
El metal tiene una electronegatividad menor al H.
El número de oxidación del H es de -1
La suma de los números de oxidación entre el metal y el hidrógeno da
“0”
La forma de escribir su nombre es:
Hidruro de ___________ (Nombre del metal).

31. Un ejemplo:
CuH y CuH2
El cobre puede tener como número de oxidación 1+ o 2+, entonces…
CuH = Hidruro de Cobre
CuH2 = Hidruro de Cobre II

32. ÓXIDOS METÁLICOS
Compuestos formados por un OXÍGENO y un METAL.
La valencia del oxígeno es de 2.
El número de oxidación del oxigeno es de 2-
Un metal con valencia de 1 requiere:
Dos átomos de metal por cada átomo de oxígeno
Un metal con valencia de 2 requiere:
Un átomo de metal y uno de oxígeno
Un metal con valencia de 3 requiere:
Dos átomos de metal por tres de oxígeno
La forma de escribir su nombre es:
Óxido de ___________ (Nombre del metal).

33. Un ejemplo:
CoO y Co2O3
El cobre puede tener como número de oxidación 1+ o 2+, entonces…
CoO = Óxido de Cobalto
Co2 O3 = Óxido de Cobalto III