1. UNIDAD III. ENLACE, ESTRUCTURA Y PROPIEDADES
EN
COMPUESTOS QUÍMICOS.
3.1. INTRODUCCION.
3.1.1. Concepto de enlace químico
Fuerza de atracción intensa que existe entre los átomos de una molécula.
3.1.2. Clasificación de los enlaces
Enlace iónico: Enlace entre iones con carga opuesta. Los iones se forman a partir de
átomos por la transferencia de uno o más electrones.
Enlace covalente: Enlace formado entre dos o más átomos al compartir electrones.
Enlace metálico: Enlace en el que los electrones de enlace tienen relativa libertad para
moverse por toda la estructura tridimensional.
Enlace covalente no polar: Enlace covalente en el que los electrones se comparten
equitativamente.
Enlace covalente polar: Enlace covalente en el que los electrones no se comparten
equitativamente.
Enlace peptídico: Enlace formado entre dos aminoácidos.
Enlace pi (p): Enlace covalente en el que la densidad electrónica se concentra arriba y
abajo de la línea que une a los átomos enlazados.
Enlace sencillo: Enlace covalente en el que interviene un solo par de electrones.
Enlace sigma (s): Enlace covalente en el que la densidad electrónica está concentrada
en el eje internuclear.
Enlaces cruzados: Enlaces entre cadenas de polímeros.
3.1.3. Fórmulas punto-electrón.
Consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de
valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la configuración electrónica [Ne]3s2
3p4
; por tanto,
su símbolo de Lewis muestra seis electrones de valencia:
Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la
izquierda y a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo.
Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la colocación de dos electrones en un
lado o de uno a cada lado es arbitraria.
3.1.4. Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto
Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho
electrones de valencia. Un octeto de electrones consiste en subcapas s y p llenas de un
átomo. En términos de símbolos de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro
pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo
4.1.4.1. Excepciones a la regla del octeto
Existen excepciones a esta regla. Los átomos que cumplen la regla del octeto en algunos
compuestos son: carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor. En algunos casos estos elementos
forman dobles enlaces y hasta triples el carbono y el nitrógeno.

2. Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen átomos con menos de ocho
electrones en su capa externa. Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF3). En la
molécula de BF3 el átomo de boro central sólo tiene seis electrones a su alrededor.
3.2. ENLACE COVALENTE
3.2.1. Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances.
3.2.1.1. Teoría del enlace de valencia.
Para los no metales, el número de electrones de valencia de un átomo neutro es igual al
número de grupo. Por tanto, podríamos predecir que los elementos del grupo 7A, como
F, forman un enlace covalente para alcanzar un octeto; los elementos del grupo 6A,
como el O, formarían dos enlaces covalentes; los elementos 5A, como el N, formarían
tres enlaces covalentes; y los elementos 4A, como el C, formarían cuatro enlaces
covalentes.
3.2.1.2. Hibridación de los orbitales.
a) Teoría de la hibridación.
Los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para formar nuevos orbitales.
Orbitales híbridos sp: Según el modelo de enlace de valencia, un acomodo lineal de
dominios de electrones implica la hibridación sp.
Orbitales híbridos sp2
y sp3
:
Los tres orbitales híbridos sp2 están en el mismo plano, con una separación de 120º.
Cada uno de los orbitales híbridos sp3 tiene un lóbulo grande que apunta hacia un
vértice de un tetraedro. Estos orbitales híbridos pueden formar enlaces de dos electrones
traslapándose con los orbitales atómicos de otro átomo
Orbitales híbridos d:
Los átomos del tercer periodo en adelante también pueden utilizar orbitales d para
formar orbitales híbridos. Si mezclamos un orbital s, tres orbitales p y un orbital d,
obtendremos cinco orbitales híbridos sp3d, los cuales están dirigidos hacia los vértices
b) Formación, representación y características de los
orbitales
híbridos: sp, sp2
, sp3
, sp3
d, sp3
d2
, sp2
d, sd3
.
sp Significa que se combina un orbital s
con un p
sp2 Significa que se combina un orbital s
con dos p
sp3 Significa que se combina un orbital s
con tres p
sp3d Significa que se combina un orbital s
con tres p y un d
sp3d2 Significa que se combina un orbital s
con tres p y dos d
sp2d Significa que se combina un orbital s
con dos p y un d
sd3 Significa que se combina un orbital s
con tres d

3. 3.3 ENLACE IÓNICO.
3.3.1 Formación de iones.
3.3.2. Requisitos para la formación de enlace químico.
3.3.3. Propiedades de los compuestos iónicos.
3.3.4. Redes cristalinas.
3.3.4.1. Definición.
3.3.4.2. Celda unitaria.
3.3.4.3. Hábito del cristal.
3.3.4.4. Tipos de Sólidos.
3.4. ENLACE METALICO.
3.4.1. Teoría de la bandas. Teoría para explicar el enlace y propiedades
(conductividad ) de un arreglo infinito de átomos de un elemento en un
cristal.
3.4.2. Clasificación de un sólido en base a su conductividad eléctrica:
Conductor, semiconductor y aislante.
3.5. FUERZAS INTERMOLECULARES Y PROPIEDADES FISICAS.
3.5.1. Tipos de fuerzas:
3.1.1.1. Fuerzas de Van der Waals
3.1.1.2. Dipolo-dipolo
3.1.1.3. Puente de hidrógeno
3.1.1.4. Fuerzas electrostáticas
3.6. INFLUENCIA DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EN LAS
PROPIEDADES FÍSICAS.