FDGUJH

1. Bloque 5
•Enlaces químicos e
interacciones
moleculares
Pag. 132-168

2. ENLACE QUÍMICO
• LA UNIÓN DE 2 O MAS ÁTOMOS QUE
PIERDEN, GANAN O COMPARTEN
ELECTRONES ENTRE SI PARA LOGRAR UNA
ESTABILIDAD ELECTRONICA , Y DE ESTA
MANERA FORMAR COMPUESTOS.

3. Compuesto
• Sustancia pura , que se forma
cuando dos o mas elementos se
unen químicamente, mediante
enlaces químicos. Ejemplo: H2O,
NaCl, FeO etc.

5. VALENCIA
CAPACIDAD DE COMBINACIÓN DE
UN ÁTOMO, DE CEDER, ACEPTAR, O
COMPARTIR ELECTRONES DE SU
ÚLTIMO NIVEL

6. ESTA CAPACIDAD DE COMBINACIÓN ESTA LIMITADA
POR LA REGLA DEL OCTETO
• REGLA DEL OCTETO:
LOS ÁTOMOS INTERACTUAN PARA MODIFICAR
EL No. DE ELECTRONES DE SUS NIVELES
EXTERNOS EN UN INTENTO POR LOGRAR LA
CONFIGURACIÓN DE UN GAS NOBLE

7. EJEMPLO
• 11Na 1s2
2s2
2p6
3s1
17Cl 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5

8. • UN ÁTOMO NEUTRO TIENE IGUAL CANTIDAD DE ELECTRONES
QUE DE PROTONES, PERO SI LLEGA A GANAR O A PERDER
ELECTRONES SE CONVIERTEN EN IONES
11Na 1s2
2s2
2p6
3s1
11 PROTONES +11
11 ELECTRONES -11
SI PIERDE 1 e NOS QUEDAN 10 e 11 PROTONES + 11
10 ELECTRONES -10
---------
Na+1
+1

9. IONES
CATIÓN
(+) ANIÓN
(-)

10. SI PIERDE ELECTRONES CATIÓN
• LOS METALES
SON LOS
ELEMENTOS
QUE TIENDEN A
FORMAR
CATIONES

11. SI GANA ELECTRONES ANIÓN
• LOS NO METALES
SON LOS
ELEMENTOS QUE
TIENDEN A
FORMAR ANIONES

12. LOS e QUE PARTICIPAN EN EL ENLACE SON LO
e DE VALENCIA
• LOS ELECTRONES DE VALENCIA SON
LOS QUE SE ENCUENTRAN EN EL
ÚLTIMO NIVEL
• 11Na 1s2
2s2
2p6
3s1
17Cl 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
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15. ENLACE IÓNICO
• TIPO DE ENLACE EN EL QUE SE TRANSFIEREN
ELECTRONES, ES DECIR , EN DONDE UNO DA Y EL
OTRO RECIBE ELECTRONES EJEMPLOS:
• NaCl, MgO, KCl, NaHCO3, ETC.
• PROPIO DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/ionico.htm

17. ENLACE COVALENTE
• ES AQUEL EN DONDE SE COMPARTEN
ELECTRONES. CON EL OBJETIVO DE TENER
CADA QUIEN 8 ELECTRONES EN SU ÚLTIMO
NIVEL. EJEMPLO:
• CO2, SO3, HCL, CL2, O2 C4H10 ETC
PROPIO DE COMPUESTOS ORGÁNICOS
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21. DENTRO DE LOS ENLACES COVALENTES
TENEMOS OTRA CLASIFICACIÓN
• COVALENTE NO POLAR
• ( se forma entre átomos de electronegatividades iguales o casi iguales)
• COVALENTE POLAR
• (se forma entre átomos con diferencia de electronegatividades de .5 a
1.7)

22. TIPOS DE ENLACE COVALENTE
TIPO DE ENLACE CARACTERÌSTICAS EJEMPLO
COVALENTE SIMPLE COMPARTE UN PAR DE e
COVALENTE DOBLE COMPARTEN 2 PARES DE e
COVALENTE TRIPLE COMPARTEN 3 PARES DE e

23. Enlace covalente coordinado
• Enlace en el cual los átomos que se combinan
comparten electrones, pero el par necesario
para formar el enlace es proporcionado por
un de ellos solamente.
• Ejemplo: el amoniaco.
• ¨
• H- N-H
H

24. Electronegatividad
Linux Pauling, fue el primer químico
que desarrolló una escala numérica
de electronegatividad. En su escala,
se asigna al flúor, el elemento mas
electronegativo, el valor de 4.

25. La diferencia en los valores de
electronegatividad determina la
polaridad de un enlace.

26. Diferencia de electronegatividad
Tipos de enlace
Menor o igual a 0.5 Covalente no polar
De 0.5 a 1.7 Covalente polar
Mayor de 1.7 Iónico

27. REALIZAR LOS SIGUIENTES EJERCICIOS
• Cl2
• HF
• CO
• CaO

28. CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES
TIPOS DE ENLACE
IÓNICOS COVALENTE
Son sólidos a temperatura
ambiente, ninguno es un liquido o
un gas.
Los compuestos covalentes pueden
presentarse en cualquier estado de la
materia: solido, liquido o gaseoso.
Son buenos para conducir la
electricidad cuando están en forma
iónica.
Son malos conductores la electricidad.
Tienen altos puntos de fusión y
ebullición.
Tienen punto de fusión y ebullición
relativamente bajos
Son solubles en solventes polares
como el agua
Son solubles en solventes polares como
benceno, tetracloruro de carbono, etc., e
insolubles en solventes polares como el
agua.

29. ENLACE METÁLICO
• SE DEFINE COMO LA UNIÓN DE LOS ÁTOMOS
EN LOS CRISTALES METÁLICOS SÓLIDOS
• EL MOVIMIENTO DE LOS ELECTRONES DE
VALENCIA A TRAVÉS DE LA RED CRISTALINA
HACE LOS METALES BUENOS CONDUCTORES
DE LA ELECTRICIDAD
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30. FUERZAS INTERMOLECULARES
• TIPO DE FUERZAS QUE PRESENTAN LOS
COMPUESTOS COVALENTES POLARES Y SE
CONOCEN TRES TIPOS:
• A LAS TRES
PRIMERAS SE LES
CONOCE CON EL
NOMBRE DE FUERZAS
DE VAN DER WAALS

31. DIPOLO-DIPOLO
• Son fuerzas de atracción entre moléculas
polares.
– Las moléculas que interviene deben tener
momento dipolar.
– A mayor momento dipolar, mayor fuerza

32. IÓN-DIPOLO
• Relaciona la atracción de un ion (catión o
anión) y una molécula polar.
• La intensidad de esta interacción depende de
la carga y el tamaño del ion y de la magnitud
del momento dipolar (μ) y el tamaño de la
molécula.

33. EJEMPLO
• Los iones Na+ y Cl-
se rodean por moléculas de
agua.
• H20 μ = 1,87 D

34. FUERZAS DE DISPERSIÓN
• Fuerzas de atracción que se generan por los dipolos
temporales inducidos en átomos o moléculas.
• Separación de carga (-) y (+) se debe a la proximidad
de un ion o una molécula polar.
• La distribución electrónica del átomo (o molécula) se
distorsiona por la fuerza que ejerce el ion o la
molécula polar.
Sustancias No polares Dipolo inducidoDipolo inducido

35. FUERZAS DE VAN DER WAALS
• SON FUERZAS DÉBILES DE CARÁCTER
ELECTROSTÁTICO ENTRE LAS MOLÉCULAS

36. Fuerzas de dispersión
• Fuerzas de dispersión aumenta con la masa
molar.
Masa molarMasa molar # de e-# de e-
Mayor fuerza de dispersiónMayor fuerza de dispersión
> >
Menos atraídos por el núcleo
Fuerzas de dispersión de
London

37. ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO
• Es un tipo especial de
interacción dipolo-
dipolo entre el átomo
de hidrógeno de un
enlace polar, como el
O-H o el N-H, y un
átomo
electronegativo como
O, N o F.