El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica que los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes implican el compartir o intercambio de electrones. También describe las fuerzas intermoleculares como puentes de hidrógeno y fuerzas de van der Waals que actúan entre moléculas.

1. Enlaces Químicos

2. Átomos Estables
• ¿Por que los átomos forman compuestos enlazándose
con otros átomos?
• Todo en el universo busca los estados mas estables.
Para los átomos la máxima estabilidad es tener sus
subniveles s y p completos.
• Algunos átomos ganan e- y otros pierden para tener
estructuras mas estables

3. Electrones de valencia
• Son los electrones del mayor nivel de energía
• En base a estos electrones, la regla del octeto determina
e- puede ganar o perder el átomo.

4. Regla del Octeto
• La regla del octeto es la tendencia de los átomos a
tener una configuración electrónica similar a los
gases nobles.
• Con excepción de He los gases nobles tienen 8
electrones en su ultimo nivel de energía

5. Introducción
• Enlaces químicos
–Son la fuerza que mantiene a los
átomos juntos en una molécula.

6. Introducción
Enlaces químicos
–En general los electrones se pueden
ganar, perder o compartir entre
átomos.

7. Tipos de Enlaces

8. Enlaces
• Enlaces Intramoleculares: Enlaces dentro
de la molécula:
– Iónico
– Covalente
– Metálico

9. Enlaces Iónicos
• Trasferencia de
electrones (formación de
iones)
• Metal con un No metal
• La diferencia de
electronegatividad es
mayor 1.7
• En solución conducen la
electricidad

10. Enlace Iónico
• Se da entre un metal y no metal
• La diferencia de electronegatividad debe
ser 1.7 o mayor

11. Cuando se forma un enlace iónico, el
elemento metálico pierde electrones y
en no metal gana teniendo 8 electrones
en su ultimo nivel.

12. Los no metales ganan electrones:
Este proceso es llamado reducción.
:Cl. + 1e- :Cl: - 1 Ion Cloruro
:O: + 2e- :O: -2 Ion Oxido
:N. + 3e- :N: -3 Ion nitruro
Formación de aniones

13. Los metales pierden electrones formando cationes:
Al proceso de perder electrones se le llama oxidación.
Na. Na+ + e-
Mg: Mg2+ + 2 e-
:Al. Al 3+ + 3 e-
Formación de cationes

14. Cuando los compuestos iónicos están disueltos en
agua, se disocian formados una solución con iones:
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
Como resultado conducen la corriente eléctrica y son
llamados electrolitos.
Compuestos Iónicos en solución
H2O

15. Covalentes
• Covalente NO Polar
– Los e- se comparte simétricamente
- Diferencia de electronegativa es menor a 0.4
• Covalente Polar
– Los electro e- se comparten de modo asimétrico
– La diferencia de electronegatividad es menor a 1.7

16. Enlace Covalente
• Se comparten electrones
• Es la unión de un no metal con un no metal
• No conducen la corriente eléctrica
– Enlaces no polares: Entre átomos cuya
diferencia de electronegatividad es menos 0.4
– Enlaces polares : Entre átomos cuya diferencia
de electronegatividad esta entre 0.4 y 1.7

17. Enlaces Covalentes Polar y No Polar
H-H es no-polar por que la diferencia de
electronegatividad es 0.
Cl-Cl es no-polar.
H-Cl es polar por que existe una diferencia
de electronegatividad pero menor a 1.7
( H = 2.1, Cl = 3.0 )

18. Diferencia de electronegatividad
0.4 1.7

19. Enlace Metálico
• Es la unión de un metal con un no metal
• Están unidos por electrones en movimiento
(mar de electrones )
• Buenos conductores del calor y electricidad

20. Tipo de enlace Tipo de
elementos
(metal, no metal)
Diferencia de
electronegatividad
Comportamiento
electrónico. (Gana, pierde,
comparte, se mueve libremente)
Solubilidad (Agua,
solventes polares, solventes
no polares)
Punto de Fusión
(Alto, Medio, Bajo)
Estado de
Agregación (Solido,
Liquido, Gaseoso)
Conducción
de calor y
electricidad
Iónico
Sal NaCl
Covalente (no
polar)
H2, O2, NO2
Covalente
(polar)
Glucosa
C6H12O6
Metálico
Monedas (Cobre,
aluminio Níquel),
Bronce (mezcla
cobre y estaño)
NO APLICA

21. Tipos de Enlace y estados de la materia
• Gases:
– Casi todos son monoatómicos(He, Ar) o tienen enlaces
covalentes no polares entre ellos(N2, CO2)
• Líquidos:
– Los líquidos suelen tener enlaces covalentes, excepto
por Br y Hg, que son líquidos a temperatura ambiente.
– Los líquidos polares son miscibles entre si, los no
polares son miscibles entre si(similar disuelve lo similar)
• Solidos:
– Los compuestos iónicos conducen electricidad en
solución.
– Todos los metales son sólidos a temperatura ambiente
(esto se debe al enlace metálico), excepto Hg.

22. • http://www.youtube.com/watch?v=QXT4O
VM4vXI
• http://www.youtube.com/watch?v=yjge1W
dCFPs

23. Estructuras de Lewis
Solo aplica para elementos representativos

24. Simbología punto electrón
24
Los electrones del ultimo nivel son
representados con un punto
 Los electrones de Valencia se
acodan alrededor del símbolo
del elemento.
 Mg tiene 2 electrones de
Valencia. Pueden tener muchas
representaciones
Mg
Mg Mg Mg Mg

25. Lewis estructuras
El átomo es representado con su símbolo rodeado por sus
electrones de Valencia en forma de puntos
Pasos
1. Escribir la configuración electrónica.
2. Identificar los e- de valencia.
3. Dibujar los electrones de valencia alrededor del símbolo.
– En cada lado (arriba, abajo, derecha, izquierda) se colocan
máximo dos e-
– Primero se llena cada lado con un electrón y luego se
forman pares

26. Ejemplo: Hidrógeno
Primero se determina la configuración
electrónica del elemento que se desea
representar.
En el caso del hidrógeno será:
1H = 1S1
Número solo tiene un electrón
atómico de valencia.
• Se identifica el número de electrones del
último nivel.

27. Figura de Lewis
Los electrones de valencia se dibujan
alrededor del símbolo del elemento
Símbolo del Unico electrón
hidrógeno de valencia
H *

28. Estructura de Lewis
Configuración electrónica:
5B=1s22s22p1
Ultimo nivel
de energía
Electrones de
valencia
Primero se coloca
Un e- , si hubiera mas
De 4 e- entonces se
empieza a formar
parejas
*
B

29. Estructura de Lewis
Configuración electrónica:
8O=1s22s22p4
O*
**
*
*
*
Numero de
electrones
de valencia = 7
Máximo nivel
de energía

30. Bromo
Configuración Electrónica
35 Br =1s22s22p63s23p64s23d104p5
Br
Numero de
electrones
de valencia = 7
Máximo nivel
de energía
*
**
**
**

31. Los elementos de una familia los mismos e-
de valencia y sus figuras de Lewis son
iguales

32. Elemento Configuración electrónica e- Valencia
Diagrama
Lewis
Predicción
de e- a
ganar o
perder
16 S
20 Ca
27 Co
35 Br

33. Estructuras de Lewis para moléculas
1. Dibuje la figura de Lewis para cada
elemento(Use puntos para un elemento y
cruces para el otro)
2. Coloque a los átomos en orden lógico.
Recuerde que el mas electronegativo es
negativo y el otro positivo
3. Distribuya los electrones para cumplir el
octeto
F O F

34. Estructuras de Lewis para
Moléculas
• Para figuras iónicas el electrón se dibuja en
el átomo al que es trasferido
• Para un compuesto covalente se puede
dibujar como línea
F F F ─ F
Na O Na

35. Fuerzas Intermoleculares

36. Investiga (1 de 2)
¿Cuál es la diferencia entre enlaces
intramoleculares y las fuerzas intermoleculares
(Como las fuerzas de dipolo - dipolo)
¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares existen y
como afectan al estado de agregación de las
sustancias?

37. Investiga (2 de 2)
¿Como las fuerzas intermoleculares intervienen
en las propiedades de las sustancias?
Define “el puente de hidrogeno”
Define los siguientes tipos de fuerza
intermoleculares:(Fuerzas de Van der Waals)
Fuerzas Dipolo - Dipolo
Fuerzas de dispersión de London

38. • Fuerzas Intermolecular: Crean interrelación
entre dos o mas moléculas:
– Puente de Hidrogeno:
Hidrogeno: F,N y O
-Fuerzas de Van der Waals
• Dipolo-Dipolo
(Covalentes Polares)
• Dispersión de London
(Covalentes no polares)

39. • Puentes de hidrogeno:
– Se Forman cuando el
hidrogeno esta unido a
elementos muy
electronegativos: Flúor,
Oxigeno y Nitrógeno
– Son muy fuetes y crean
“redes”
– Ejemplos: HF, H2O, NH3

40. • Fuerzas Dipolo- Dipolo:
– Suceden en moléculas
polares
– El polo positivo de una
molécula arte al polo positivo
de otra
– Son medianamente fuertes
– Ejemplos: HCl, H2S, SO2

41. • Fuerzas de dispersión de London
– Suceden en moléculas no polares
– Fuerza es débil
– Los “polos” en estas moléculas son
intermitentes

43. IónicosTipo de átomos
Comportamiento
Electrónico
Diferencia
electronegatividad

44. Iónicos
Conduce
Electricidad
En solución Alto Punto
Fisión
No Conduce electricidad
Y calor solido Estado de agregación
Solubilidad

45. Covalentes NO Polar
NO2
Tipo de átomos
Comportamiento
Electrónico
Diferencia
electronegatividad
Estado Agregacion

46. Covalentes NO Polar
Bajos puntos fusión
Solubilidad
No conduce
Calor ni electricidad

47. COVALENTE POLAR
Estados de Agregación

48. Bajo punto fusión
No Conduce Calor
Ni Electricidad
Solubilidad
Comportamiento
electronico

49. Enlace Metálico
Comportamiento electrónico
Estado de agregación
Elementos que lo forman

50. Enlace Metálico
Solubilidad
Punto de fusión
Conducción Calor y electricidad

53. Enlaces:
Fuerzas Intramoleculares
Mantienen unidos átomos
Dentro de una molécula
N-H
O-H
Fuerzas Intermoleculares
A las moléculas entre si
H2O -----H2O
NH3 ---- H2O
HCl ---- HCl

54. Las fuerzas intermoleculares tienen una gran importancia:
Estados de agregación: punto de fusión , punto de ebullición, etc
Propiedades físicas: Cohesión, adhesión, viscosidad, densidad, tensión
superficial, etc

55. • Fuerzas Intermolecular: Crean interrelación
entre dos o mas moléculas:
– Puente de Hidrogeno:
Hidrogeno: F,N y O
-Fuerzas de Van der Waals
• Dipolo-Dipolo
(Covalentes Polares)
• Dispersión de London
(Covalentes no polares)

56. Puentes de Hidrogeno
Elementos muy electronegativos
HF, H2O, NH3

57. Covalentes polares y Iónicas
Dipolo - Dipolo

58. Covalentes no polares
Fuerzas de dispersión de
London