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QUÍMICA
P R O G R A M A A C A D É M I C O V I R T U A L
Ciclo Anual Virtual Aduni
Clase 16

C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A
C U R S O D E Q U í M I C A
4. Determinar el valor de la valencia y estado de oxidación de los átomos
presentes en las sustancias químicas.
I. OBJETIVOS
Los estudiantes, al término de la sesión de clases serán capaces de:
1. Identificar el tipo de enlace químico predominante en una sustancia y su
influencia en las propiedades que distinguen a cada tipo de sustancia.
2. Explicar el tipo de geometría molecular así como la naturaleza polar o
apolar de las sustancias covalentes.
3. Identificar el tipo de fuerza intermolecular y su implicancia en la
comprensión de las propiedades físicas de las sustancias covalentes.

Es la fuerza eléctrica que une a los iones de cargas
opuestas (catión y anión), los cuales se originan
por el proceso de transferencia de electrones.
Veamos:
e-
Transferencia
de electrones
* Gana 𝒆𝒗𝒂𝒍
−
* REDUCCIÓN
* Pierde 𝒆𝒗𝒂𝒍
−
* OXIDACIÓN
CATIÓN
+
ANIÓN
_
Fuerza eléctrica
2.1 ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
▪ El enlace iónico se presenta entre metal y no metal.
▪ En compuestos binarios debe presentar gran
diferencia de electronegatividades (∆ 𝑬𝑵 ≥ 1,7).
Generalmente:
▪ Ejemplo: Al combinarse el átomo de calcio (Z=20) y el
átomo de fósforo (Z=15), se forma un compuesto iónico,
cuya posible estructura Lewis será.
Resolución:
20Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Ca metal
15P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
P no metal
Los átomos buscan completar la regla del octeto.
P
3-
2
3Ca
2+
Estructura Lewis
Los cationes metálicos si cumplen octeto, siempre que pierden
todos sus electrones del último nivel (ha excepción del Li1+ que
presenta 2 electrones en la última capa igual al helio)
20Ca 15P
Pierde 𝟐 𝒆𝒗𝒂𝒍
−
Gana 𝟑 𝒆𝒗𝒂𝒍
−
Ca2+ P3− Ca3P2
▪ Baja EI, AE y EN ▪ Alta EI, AE y EN

2.2 ENLACE COVALENTE
Fuerza electromagnética que une a los átomos
neutros a través de la compartición de uno o más
pares de electrones, dando así origen a una
estructura estable denominada molécula.
Veamos:
e-
e-
Átomo no metal Átomo no metal
(Alta EI, AE y EN) (Alta EI, AE y EN)
Par enlazante
▪ El enlace covalente se presenta entre
no metal y no metal.
▪ En compuestos binarios debe presentar
pequeña o nula diferencia de
electronegatividades (0≤ ∆ 𝑬𝑵 <1,7).
Generalmente:
¡TEN PRESENTE!
Elementos del grupo A alcanzan la configuración electrónica
más estable al completar 8e- en su último nivel (se dice que
cumple octeto), sin embargo hay átomos que son estables
sin cumplir octeto:
Átomo Estable con
H, He, Li 2 e-
Be 4 e-
B 6 e-
Se hacen llamar
octeto incompleto
Los elementos del 3er periodo o en adelante de la tabla
periódica por tener orbitales d (difusos) pueden alcanzar
estabilidad con más de 8 e- en algunos casos.
S F6
Ejemplo:
Presenta
12 e-
Se hacen llamar
octeto expandido

Clasificación de enlaces covalentes
Según el número de pares
de electrones compartidos
Según el número de
electrones aportados al enlace
Según la superposición de
orbitales atómicos
Según como comparten los
electrones de enlace
Estructura Lewis
Estructura Lewis
Estructura Lewis
Estructura Lewis
aporta aporta
simple
doble
triple
normal
Estructura Lewis
dativo
aporta 2 e- no da e-
Enlace sigma(𝝈)
Resulta del traslape frontal
de orbitales atómicos.
Enlace pi(𝝅)
Resulta del traslape lateral
de orbitales atómicos.
s s
+ + Eje
internuclear
+
+
Eje
internuclear
p p
𝝈
𝝈
𝝈
𝝅
𝝈
𝝅
𝝅
Enlace polar (∆EN>0)
Entre dos átomos la
compartición de e- es no
equitativa.
Enlace apolar (∆EN=0)
Entre dos átomos la
compartición de e- es
equitativa.
x
𝜹+ 𝜹 −
Observación:
POLARIDAD
DEL ENLACE ∆ EN
relación
directa
Enlace simple Enlace múltiple
Aumenta la energía de enlace
Aumenta la longitud de enlace

Ejemplo 1.
Establezca los enlaces y pares libres
correspondientes en la molécula
manteniendo la posición de los átomos.
H C C C N
H H
Indique el número de enlaces simples,
múltiples, sigma y pi.
Resolución:
H
1 enlace
(estable con 2e-)
Los átomos H, C y N (no metales) generan
un compuesto covalente.
C N
(estable con 8e-)
H C C C N
H H
▪ 4 enlaces simples y 2 múltiples.
▪ 6 enlaces sigma y 3 enlaces pi.
Resolución:
Los halógenos necesitan 1 electrón, es
decir se unen por enlace covalente
simple.
I
F
F
F
F
F F
F
F F F
F F
Br Cl
F
F
F
▪ 0, 1 y 2 pares solitarios.
Ejemplo 2. (UNMSM 2019-II)
El flúor (VIIA) forma compuestos
covalentes con los demás halógenos. Si
estos compuestos son IF7, BrF5 y ClF3,
indique la cantidad de pares solitarios
del I, Br y Cl respectivamente .
A) 2,1 y 0 B) 0, 2 y 4
C) 0,1 y 2 D) 1, 2 y 0
Ejemplo 3. (UNMSM 2018-II)
La representación química de la úrea es:
N
H
N
C
H H
H
O
Identifique el enlace más polar de la
molécula y el átomo que forma su
extremo parcialmente negativo.
elemento O N C H
electronegatividad 3,5 3,0 2,5 2,1
Resolución:
A mayor ∆EN mayor será la polaridad
del enlace.
N − H : ∆EN = 3,0-2,1 = 0,9
N − C : ∆EN = 3,0-2,5 = 0,5
O = C : ∆EN = 3,5-2,5 = 1,0
▪ El enlace O = C es el mas polar y el
oxigeno lleva la carga 𝛿 (−).
IF7 BrF5 ClF3
0 e- 2 e- 4 e-
N° de e- no compartidos

Diferencias entre las propiedades generales de
compuestos iónicos y covalentes
Propiedades de compuestos iónicos Propiedades de compuestos covalentes
Alúmina (Al2O3)
𝑻𝒇𝒖𝒔𝒊ó𝒏= 2072°C
𝐀𝐥𝟐𝐎𝟑
NaCl
Sal común (NaCl) Azúcar común o
sacarosa
𝐂𝟏𝟐𝐇𝟐𝟐𝐎𝟏𝟏
Hielo seco
(CO2(s))
𝑻𝒇𝒖𝒔𝒊ó𝒏= -78°C
C𝐎𝟐(𝐬)
1. A 25°C y a nivel del mar únicamente
se hallan sólidos.
2. Presentan alta dureza.
3. Se disuelven en solventes polares
(Ejem: agua, etanol, etc).
4. Poseen alta temperatura de fusión.
5. Son buenos conductores eléctricos
fundidos o disueltos en agua, debido
a que generan iones móviles.
6. Su representación mas sencilla se
denomina unidad fórmula.
1. A 25°C y a nivel del mar se pueden
hallar sólido, líquido o gas.
2. Presentan baja dureza (son blandos).
3. Se disuelven en solventes apolares
(Ejem: benceno, CCl4, etc).
4. Poseen baja temperatura de fusión.
5. Son malos conductores eléctricos en
cualquier estado físico, incluso
disueltos en agua (no son electrolito).
6. Su representación más sencilla es la
unidad discreta llamada molécula.

2.3 ENLACE METÁLICO
Es la unión eléctrica que se establece entre los cationes metálicos
con el mar de electrones de valencia que se mueven libremente por
toda la estructura cristalina del metal.
(Modelo del mar de electrones)
⨁ ⨁ ⨁
⨁ ⨁ ⨁
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
⊝
Catión metálico (Cu2+)
Mar de electrones
𝐂𝒖𝟐+
𝐂𝒖𝟐+
𝐂𝒖𝟐+
⊝
⊝
Enlace metálico
• El enlace metálico se presenta en los
metales y sus aleaciones, así por
ejemplo: bronce (Cu + Sn), latón
(Cu+ Zn), alpaca (Cu + Zn + Ni), etc.
• El número de electrones de valencia
es un factor que directamente
afecta la fuerza del enlace metálico.
Ejemplo: Solo en base a la cantidad de electrones
de valencia ¿el sodio (Z=11) o el aluminio (Z=13)
presentará mayor temperatura de fusión?
Resolución:
11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1
13Al : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
1 e- de valencia
3 e- de valencia
Por tanto, la fuerza del enlace metálico es más
intensa en el aluminio, razón por la cual presentará
también mayor Tfusión.
𝑻𝒇(𝒔𝒐𝒅𝒊𝒐)= 98°C 𝑻𝒇(𝒂𝒍𝒖𝒎𝒊𝒏𝒊𝒐)= 660°C

C U R S O D E Q U Í M I C A
Conductividad calorífica.
Con el modelo del mar de electrones se puede explicar de manera sencilla, una variedad de propiedades de
los metales.
Conductividad eléctrica.
Ductilidad.
Maleabilidad.

III. GEOMETRÍA MOLECULAR Y
POLARIDAD DE MOLÉCULAS

▪ Se refiere al arreglo o disposición espacial
(tridimensional) que adoptan los átomos entorno a un
átomo central de una molécula (sustancia covalente).
❖ GEOMETRÍA MOLECULAR (GM)
▪ La GM se explicará con la teoría de repulsión de pares
electrónicos de la capa de valencia (TRPECV), que
toma como base 2 reglas:
REGLA 1: Máxima separación entre los pares electrónicos
del átomo central ( ya sea pares enlazantes y/o pares no
enlazantes).
Ejemplo: Analicemos el BeH2
FEL
FEL
FEL
Mayor repulsión eléctrica Menor repulsión eléctrica
α < 180°
Estructura 1 Estructura 2
α = 180°
FEL
Conclusión: la GM más estable para el BeH2 es la
estructura 2, es decir, la lineal.
Por fines prácticos, los enlaces doble (=) y triple (≡)
se consideran solo el enlace sigma (𝝈).
N° de pares
de electrones
Geometría molecular
(GM)
Ángulo de
enlace
Ejemplo
➢ Geometría molecular (GM) considerando el átomo central
sin pares electrónicos solitarios o libres
180°
120°
109,5°
2
3
4
Lineal
Trigonal
planar
Tetraédrica

REGLA 2: La intensidad de la fuerza eléctrica de repulsión
entre pares electrónicos.
La repulsión
par solitario (𝐏𝐒)
>
La repulsión
par enlazante (𝐏𝐄)
>
La repulsión
180°
119°
▪ Solo hay repulsión PE-PE
▪ Hay repulsión PE-PE
▪ Hay repulsión PS-PE (predomina)
Ejemplo: Interpretemos la formación de los ángulos de enlace
en el CO2 y SO2.
El carbono y azufre presentan 2 enlaces 𝜎 entonces
se esperaría que sean lineales, pero el par solitario
del azufre producirá que el SO2 sea angular.
Fórmula
molecular
N° total de
pares de
electrones
N° de pares
enlazantes
N° de pares
solitarios
Geometría
molecular
(GM)
➢ Geometría molecular considerando que el átomo
central presente uno o más pares solitarios.
3 2 1
4 3 1
4 2 2
Angular
Piramidal
Angular

Ejemplo: identifique la geometría molecular
de las siguientes sustancias moleculares.
❖ POLARIDAD DE MOLÉCULAS
▪ 2 pares enlazantes 𝝈
▪ 2 pares solitarios
▪ 1 pares solitarios
GM: ANGULAR
GM: LINEAL
GM: ANGULAR
GM: TRIGONAL
𝝈 𝝈
𝝈 𝝈
𝝈 𝝈
𝝈
𝝈 𝝈
La polaridad de una molécula está determinada tanto por la
polaridad de sus enlaces como por su geometría molecular.
−𝛅
+ 𝛅
✓ No son afectados por un campo
eléctrico
✓ Molécula simétrica
✓ Son afectados por un campo
eléctrico.
✓ Molécula asimétrica.
Molécula apolar Molécula polar
✓ El centro de cargas positiva
( 𝛿 + ) y el centro de cargas
negativas (𝛿 −) están separados,
generando así el dipolo.
✓ El centro de cargas positiva (𝛿 +)
y el centro de cargas negativas
(𝛿 −) coinciden en un mismo
punto y se anulan mutuamente.

✓ Cuando el átomo central
tiene pares solitarios
(sea: angular o piramidal)
✓ Diatómica heteronuclear.
✓ Cuando el átomo central
no tiene pares solitarios
pero esta unido a átomos
de elemento diferente.
MOLÉCULA POLAR
GM: asimétrica
• Cuando el átomo central no
tiene pares solitarios y esta
unido a átomos del mismo
elemento (sea: lineal,
trigonal o tetraédrica)
• Diatómica homonuclear
• Hidrocarburos
• Gas noble
MOLÉCULA APOLAR
GM: simétrica
Regla práctica:
Ejemplo: Determinar la naturaleza de las siguientes
moléculas.
Molécula polar
Átomo central unido a átomos
de elemento diferente
Molécula polar
Molécula apolar
Diatómica homonuclear
Molécula apolar Hidrocarburo
Molécula apolar
▪ Solo las sustancias semejantes se disuelven
entre sí, formando mezclas homogéneas
(polar con polar y apolar con apolar).
▪ Las sustancias que no son semejantes no
se disuelven (polar con apolar), forman
mezclas heterogéneas.

Son fuerzas eléctricas de interacción de corto alcance, de menor intensidad que
las intramoleculares, que permiten la unión de moléculas iguales o diferentes.
¿Qué son las fuerzas
intermoleculares?
Clasificación
1. FUERZAS DE VAN DER WAALS
▪ Une a moléculas polares o con dipolos
permanentes.
▪ Denominados también fuerzas de Keesom.
▪ Su intensidad depende de la polaridad de la
molécula.
−𝜹
+ 𝜹
𝐻 − 𝐶𝑙
Molécula Polar
Dipolo
+𝜹 − 𝜹
𝐻 − 𝐶𝑙
Molécula Polar
Dipolo
1.1 Dipolo – dipolo (D−D)
D - D
𝐝𝐢𝐩𝐨𝐥𝐨 𝐢𝐧𝐝𝐮𝐜𝐢𝐝𝐨
𝐝𝐢𝐩𝐨𝐥𝐨 𝐢𝐧𝐬𝐭𝐚𝐧𝐭á𝐧𝐞𝐨
▪ La intensidad aumenta con la
polarizabilidad (N° total de
electrones por molécula).
1.2 Fuerzas de dispersión de London (FL)
▪ Se manifiesta entre cualquier tipo de moléculas (polar y
apolar). Son las únicas entre moléculas apolares.
▪ La fuerza eléctrica que se
genera entre dipolos
momentáneos, temporales o
instantáneos.
+𝜹
−𝜹
+ + + +
𝐵𝑟 − 𝐵𝑟
+𝜹
−𝜹
+ + + +
𝐵𝑟 − 𝐵𝑟
FL

Considerando uniones entre moléculas de la misma
sustancia, podemos resumir:
MOLÉCULA
POLAR
MOLÉCULA
APOLAR
TIPO DE MOLÉCULA
SOLAMENTE
PRESENTARÁ
F. LONDON
PRESENTARÁ
DIPOLO-DIPOLO
Y
F. LONDON
PRESENTARÁ
ENLACE PUENTE HIDRÓGENO
Y
F. LONDON
Sin enlace:
F
H O
N
Con enlace:
F
H O
N
2. ENLACE PUENTE HIDRÓGENO (EPH)
Es un tipo especial de atracción intermolecular entre el
átomo de hidrógeno, con carga parcial (+𝛅) muy positiva,
en un enlace polar (particularmente H—F, H—O y H—N) y
un par de electrones no enlazantes de un átomo pequeño
electronegativo, usualmente de F, O o N (en otra molécula).
Ejemplo:
EPH EPH
EPH
Las sustancias moleculares que presentan (EPH) se
hacen denominar líquidos asociados, debido a su
sobresaliente grado de cohesión.

Ejemplo: Respecto al formaldehido en fase
líquida, HCHO() , señale la secuencia
correcta de verdad (V) o falsedad (F)
I. Es una molécula apolar.
II. Sus moléculas presentan interacciones
dipolo-dipolo.
III. Forma líquido asociado.
Resolución:
• Molécula polar y sin H
N
F
O
• Átomo central unido a átomos
de elemento diferente.
Conclusión: las moléculas de formaldehido
interactúan por D –D y FL.
I. Falso II. Verdadero III. Falso
¡CUIDADO! El hidróxido de sodio, NaOH(s), no
presenta enlace puente hidrogeno, pues se trata
de un compuesto iónico, es decir, no consta de
moléculas.
¡IMPORTANTE!
Ejemplo: el cianuro de hidrógeno (HCN).
C N
H
.
.
• Val (H) = 1
• Val (C) = 4
• Val (N) = 3
▪ EO (H) = 1+
▪ EO (N) = 3-
▪ EO (C) = 2+
1-
1+ 3+ 3-
Valencia (Val) Estado de oxidación (EO)
➢ Es la capacidad de combinación
que posee un átomo de cierto
elemento químico
➢ Carga eléctrica (real o aparente)
que tiene el átomo de un
elemento químico en un
determinado compuesto.
➢ La valencia es siempre un
número entero y sin signo.
➢ El estado de oxidación es un
número entero o fraccionario y
presenta signo.

Pedro Eleodoro Paulet (1874-1945)
Arquitecto, mecánico, químico
y periodista peruano
▪ El científico ruso Boris Scherschevky, en un evento académico
donde se dieron cita muchos de los mejores cerebros en
materia de cohetería y astronáutica, dijo: "El advenimiento de
la era espacial se hizo realidad con el desarrollo del motor a
propulsión de combustible líquido diseñado por el peruano
Pedro Paulet en 1895“.

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