El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces covalentes, iónicos, de hidrógeno y van der Waals. Explica la formación de enlaces covalentes a través de la hibridación de orbitales atómicos, como la hibridación sp3 del carbono que forma enlaces tetraédricos. También cubre la polaridad de los enlaces basada en la electronegatividad de los átomos involucrados.

1. Ismael Yévenes L. TIPOS DE ENLACE INTER-MOLECULAR INTER-ATOMICO ENLACE QUIMICO DIPOLO-DIPOLO PUENTE DE HIDROGENO VAN DER WAALS COVALENTE IONICO METALICO

2. Ismael Yévenes L. ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE: Los átomos que forman el enlace aportan un orbital atómico y un electrón formando un orbital molecular con un par de electrones compartidos. Descrito por Gilbert Newton Lewis. O 2 ; N 2 ; CH 4 : Moléculas fuertemente unidas y estables. ENLACE COVALENTE PURO ENLACE QUELATOS ENLACE COVALENTE COORDINADO

3. Ismael Yévenes L. Configuración Electrónica y Notación de Lewis .. .. . . . . . . . . . . . . . .

4. Ismael Yévenes L. Formación de Enlace Apareamiento de espines de orbitales atómicos a medio llenar. Electrones con espines apareados no participan en el enlace Molécula de Hidrógeno: H : H H 2 Molécula de Agua: H : Ö : H 2 O H Molécula de Amoníaco: H : N : H NH 3 H .. .. ..

5. Ismael Yévenes L. Covalencia. El número máximo de enlaces covalentes que puede formar un átomo es igual al número de orbitales a medio llenar que posee. Hidrógeno: 1 Boro: 3 Carbono: 4 Nitrógeno: 3 Interpretación Mecanocuántica de Formación de H 2 Componentes: 2 protones, 2 electrones y 2 núcleos. Núcleos: Repulsión. Electrones: Atracción con espines opuestos (M s = + 1/2 ; - 1/2) Núcleo - Nube Electrónica: Atracción. Resolución Energética: Ecuación de Schröedinger Representación de Lewis: Nube de electrones apareados entre los núcleos. - h H  + V  = E   8 ·  · m

6. Ismael Yévenes L. Los orbitales 1s se traslapan formando un orbital molecular, un orbital simétrico, el cual se designa con la letra griega  H Cl . . . . Cl Cl 1s 3p 3p 3p

7. Ismael Yévenes L. Hibridación Configuración Basal C: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0 = Covalencia 2. Configuración Excitada C: 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 = Covalencia 4. Orientación Espacial: los orbitales p se orientan perpendicularmente entre sí, formando ángulos de 90°, los orbitales s no tienen orientación. . . . .

8. Ismael Yévenes L. Reorganización de Orbitales s + p + p + p sp 3 + sp 3 + sp 3 + sp 3 = 4 sp 3 Orbital híbrido, ángulo de enlace de 109° y orientación tetraédrica regular. Representación de la Molécula de Metano. H H H H 109º . C : H . . . H . . H H c H H H H

9. Ismael Yévenes L. Hibridación Tetraédrica: El átomo de carbono presenta hibridación sp 3 , el hidrógeno tiene un orbital s, luego se forman cuatro enlaces moleculares sigma sp 3 . Hibridación Trigonal: Este orbital esta compuesto por un orbital s y 2 orbitales p. S + p + p sp 2 + sp 2 + sp 2 = 3 sp 2 Los orbitales híbridos son coplanares, se ubican formando ángulos de 120° y orientados hacia los vértices de un triángulo equilátero. El orbital p libre se orienta perpendicularmente al plano de los orbitales sp 2 .

10. Ismael Yévenes L. H H s s C = sp 2 sp 2 sp 2 p z C = sp 2 sp 2 sp 2 p z s s H H Representación de la Molécula de Eteno. El eteno presenta: 5 enlaces sigma : 4 s - sp 2 (C-H) y 1 sp 2 - sp 2 (C-C); 1 enlace pi ( p) : superposición de orbitales p, densidad electrónica por encima y por debajo del eje de núcleos, mas débil que s.     120º C C H H H H

11. Ismael Yévenes L. Hibridación Digonal: Participación de un orbital s y un orbital p s + p sp + sp = 2 sp La orientación del orbital híbrido es lineal, con un ángulo de enlace de 180°. Los orbitales p libres se orientan perpendicularmente entre sí y con el orbital sp. Representación de la Molécula de Etino: CH = CH H --C ---------------C-- H    Tipos de Enlace: Tres enlaces sigma, dos sp-s (C-H) y uno sp-sp (C-C). Dos enlaces pi. H s C = sp sp py pz C = sp sp py pz s H

12. Ismael Yévenes L. Enlace Covalente Coordinado. El enlace está formado por electrones aportados por un átomo y por otro átomo que aporta su orbital vacío. H 3 N : + H + NH 4 + Quelantes: Moléculas con varios átomos capaces de ceder pares de electrones. Quelato: Molécula formada por un catión y un quelante. H H : N : H H .. ..

13. Ismael Yévenes L. H 2 N - CH 2 - CH 2 - NH 2 : Etilendiamina; ésta molécula forma dos enlaces covalentes coordinados con átomos metálicos, siendo el átomo dador de electrones el agente de quelación. H 2 C - H 2 N: :NH 2 - CH 2 Cu 2+ H 2 C - H 2 N: :NH 2 - CH 2 Nomenclatura de Enlaces. Enlace covalente no polar u homopolar entre átomos iguales. Enlace covalente semipolar entre átomos diferentes. Enlace iónico o heteropolar entre átomos diferentes con transferencia de electrones y formación de iones. El grado de polaridad lo determina la electronegatividad de los átomos.

14. Ismael Yévenes L. H 2,1 Li Be B C N O F 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 Na Mg Al P S Cl 0,9 1,2 1,5 2,1 2,5 3,0 K Ca Br 0,8 1,0 2,8 Escala de Electronegatividades (E.N.) Cuanto mayor sea la diferencia de E.N., mayor será el carácter polar de la molécula, diferencias mayores a 1,6 se considera iónico.

15. Ismael Yévenes L. Uniones Intermoleculares. Atracción Dipolar: Asociación de moléculas por interacción de cargas, inducción de cargas parciales por diferencia de E.N. A  + --- B  - Enlace de Hidrógeno: Enlace dipolar entre un átomo de hidrógeno de una molécula y un átomo de F, O o N de otra molécula. Factores en la formación del enlace: la diferencia de E.N. Entre el H y otros átomos desplaza electrones hacia el H. El tamaño del H permite a otros átomos acercarse al átomo de H de otra molécula. H -- O- - - H H- - - O -- H O O O O C H C H C O O O

16. Ismael Yévenes L. Este enlace explica las propiedades del agua, alcoholes, fenoles, ácidos carboxílicos. Enlace de Van der Waals Son dipolos temporales o de inducción de carga temporal. Tendencia de moléculas a inducir dipolos por deformación del orbital molecular.  +  - Dipolo temporal Las moléculas grandes se polarizan más fácilmente que las pequeñas, las fuerzas de Van der Waals aumentan con el peso molecular.