2.  Es una sustancia pura que se descompone en
elementos.
 La parte más pequeña de un compuesto es una
molécula.
 La molécula es la unión de varios átomos.
 Dos o más átomos pueden formar diferentes
compuestos.

3.  Los compuestos se representan mediante
FORMULAS.
Antonie Lavoisier plantea las siguientes leyes:
Ley de proporciones definidas:
Un compuesto dado contiene siempre los
mismos elementos unidos en las mismas
proporciones de masa

4. Fórmula empírica:
Es la fórmula más simple de un compuesto. Muestra la
relación más sencilla entre los átomos de los
elementos.
H2O
CH2 O

5. Indica en sus subíndices, el número de átomos
presentes en la molécula de un compuesto.
Siempre es un número entero de la fórmula
empírica.
Empírica H2O CH2 O
Molecular H2O C6 H12 O6

6. Establece además, la posición de los átomos en las
moléculas. Pueden existir moléculas con misma
fórmula molecular pero distinta estructural: isómeros.

7.  Es la fuerza de atracción que mantiene unido a dos
átomos.
 Se unen con el fin de ser más estables…
 Tener 8 electrones de valencia… cumplir con la regla
del octeto.

8. 1. El porqué las moléculas presentan diferentes formas
geométricas.
2. Por qué los compuestos poseen fórmulas definidas.
3. Cómo se forman los diferentes enlaces…

9. Capacidad de un átomo
para atraer hacia sí los
electrones de un enlace
químico.

10. ENLACE IONICO
 Es el enlace que se forma por la trasferencia de uno o
más electrones de un átomo a otro, al compuesto
resultante se le llama iónico.
 Se presentan entre átomos que poseen baja energía
de ionización con elementos de alta afinidad
electrónica (un metal y un no metal)

11.  Se da por la unión electrostática de iones de carga
opuesta.
 Para determinarlo la diferencia de electronegatividad
entre los átomos participantes debe ser mayor a 1.7
Ej: En el LiF
F= 4
Li = 1 4-1 = 3 La diferencia de EN es
mayor a 1.7.

13.  Todos son sólidos a temperatura ambiente.
 Generalmente poseen altos puntos de fusión y están
por encima de los 350°C.
 Son frágiles y duros.
 La mayoría son solubles en agua e insolubles en
disolventes orgánicos como benceno, éter y alcohol.
 Son buenos conductores en disolución y fundidos.

14.  Es un enlace donde dos electrones son compartidos
por dos átomos, los compuestos covalentes son
formados por este tipo de enlace.
 El par de electrones se representan con una línea.
H H
Pares no enlazantes = libres

15. Estructura de Lewis:
Es la representación de los enlaces mediante puntos y
líneas.

16.  Se presenta entre átomos no metálicos, con una alta y
parecida afinidad electrónica y EN.
 Los átomos se unen por medio de un enlace dirigido
de un átomo a otro.
 Para determinarlo la diferencia de electronegatividad
entre los átomos participantes debe ser de 0 a 1.7
NH3 N = 3
H = 2.1 La diferencia de EN es 0.9
Menor a 1.7

17.  A temperatura ambiente incluyen los tres estados.
 La mayor parte son solubles en compuestos
orgánicos.
 No conducen la corriente eléctrica.
 La mayoría tienen puntos de fusión bajo los 350 °C
 Casi todos son combustibles e inflamables.
 Los sólidos son suaves y cristalinos.

18.  Por número de enlace
 Simple

19.  Doble

20.  Triple

21.  No polar o puro: Se presenta en
elementos de igual electronegatividad.
En este caso los electrones están
igualmente compartidos por los dos
átomos. Como ejemplo se encuentran:
H2 , Cl2 , O2 , N2 , F2 y otras moléculas
diatómicas. Estas moléculas son de
carácter no polar; no hay

23.  Enlace polar: se presenta entre átomos
de diferente electronegatividad, el
enlace resultante es polar. Si la
diferencia de electronegatividad es alta
el enlace es de tipo iónico. El carbono y
el oxígeno presentan diferente
electronegatividad la cual no es
marcada ya que ambos son no metales,
esto permite que se forme un enlace
covalente polar.

27.  Energía: energía que se libera al
disociarse un enlace.
 Longitud: distancia que existe entre dos
átomos.

28.  Cuando el par de electrones
compartidos pertenece solo a uno de
los átomos se presenta un enlace
covalente coordinado o dativo. El
átomo que aporta el par de electrones
se llama donador y el que los recibe
receptor o aceptor.

29.  Los átomos de los metales tienen pocos
electrones en su última capa, por lo
general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden
fácilmente esos electrones (electrones
de valencia) y se convierten en iones
positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los
electrones de valencia desprendidos de
los átomos forman una nube de
electrones que puede desplazarse a
través de toda la red.