Este documento resume los conceptos fundamentales de la química inorgánica, incluyendo los tipos de enlaces químicos como iónico, covalente polar y no polar, y metálico. También describe las características de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos, así como las fuerzas intermoleculares como las fuerzas de van der Waals. El documento proporciona ejemplos para ilustrar cada tipo de enlace.

1. QUÍMICA
INORGÁNICA
MTRA. AIDÉ RODRÍGUEZ
ROJAS
PRIMER SEMESTRE

2. ¿RECUERDAS A LOS GASES NOBLES?
 Estos elementos se caracterizan por tener ocho electrones en su último nivel energético, excepto el
helio, que tiene dos electrones.
 Esta característica hace que sean muy estables
químicamente.
Por ejemplo el Neón (Ne10)
. .
: Ne :
1s 2s 2px 2py 2px . .
Quién cuenta con todos sus niveles de energía completos.

3. ELECTRONES DE VALENCIA
 Estos spines o electrones son los electrones que se encuentran desapareados en las
últimas capas de un átomo y se pueden donar o compartir.

4. RECORDANDO….
Debemos recordar lo que nos menciona el científico Gilbert N. Lewis:
Símbolos de Lewis: Considera los electrones de valencia a aquellos que
participan en el enlace químico. Se representan por puntos alrededor del
símbolo del elemento:
Azufre S: [Ne]3s23p4 · S·
1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz
Cada uno de los cuatro lados puede contener hasta dos electrons, representados
por puntos.
La colocación de un par de electrones a un lado u otro es al azar.

5. EJERCICIO EN TU LIBRETA: SELLO NO. 1
 REALIZA LA CONFIGURACIÓN DE ESTOS ELEMENTOS Y COMPRUEBA SI SON CORRECTAS LAS
IMÁGENES CON LA ESTRUCTURA DE LEWIS:
1. 2. 3. 4.
5. 6. 7. 8.

6. DEFINICIÓN DE ENLACE:
 Un Enlace Químico es la unión de dos o más átomos
para formar una entidad de orden superior llamada
molécula.
 Puede también darse un enlace entre una molécula ya formada y un átomo
nuevo.

7. DEFINICIÓN DE ENLACE:
 Un enlace Químico es la unión de dos o más átomos para formar una entidad de orden
superior llamada molécula.
 Para poder formar un enlace, se debe cumplir:
LA REGLA DEL OCTETO
Es la tendencia de los átomos de adquirir
la configuración de un gas noble y tener ocho
electrones en su último nivel de energía.
 Si cuentas los electrones alrededor del núcleo del oxígeno, comprobarás que el átomo
cuenta con 8 electrones.

8. REGLA DEL OCTETO:
 De lo anterior podemos entonces considerar que los elementos deben cumplir una regla
llamada
LA REGLA DEL OCTETO:
 La cual menciona que en los átomos de los elementos existe una transferencia de electrones,
con la finalidad de cumplir con la totalidad de ocho electrones en el último nivel de energía,
de cada uno de ellos.
 El único elemento que no cumple la regla del octeto es el Hidrógeno, debido a que solo
puede tener dos electrones en su última capa.

9. COMPORTAMIENTO POR FAMILIAS:
 METALES:
 Estos elementos adquieren su octeto al PERDER los electrones de valencia y tener sus ocho electrones en el
penúltimo nivel energético.
Na 11
1s 2s 2px 2py 2pz 3s
 NO METALES:
 Estos elementos adquieren su octeto al GANAR ó COMPARTIR sus electrones de valencia y tener sus ocho
electrones en el último nivel energético.
O 8
1s 2s 2px 2py 2pz
Electrón
que se
pierde
El oxígeno, al ganar electrones, logra tener completas
sus capas con spines negativos

10. TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
1. ENLACE IÓNICO
2. ENLACE COVALENTE
3. ENÑACE METÁLICO
4. PUENTE DE HIDRÓGENO
POLAR
NO POLAR

11. PUENTE DE
HIDRÓGENO

12. ENLACE IÓNICO
 Se forma cuando un METAL pierde
sus electrones de valencia,
convirtiéndose en un ion positivo,
mientras que un NO METAL, gana
estos electrones, formando un ion
negativo.
 Ambos iones se atraen
electronegativamente y se
establece el enlace iónico.

13. ENLACE IÓNICO
 Al momento de perder un electrón el Litio se convierte en CATIÓN (ión positivo) y al ganar el
electrón del Litio, el Flúor se convierte en ANIÓN (ion negativo).
 Al unirse, se complementa la regla del octeto.

14. ESTRUCTURA CRISTALINA
 Al momento de tener energía electropositiva y electronegativa, se forman varios enlaces, de tal forma
que las moléculas unidas realizan una estructura sólida y ordenada, misma que se caracteriza por ser
una red cristalina.
 Por ejemplo:

15. PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN ELEVADO
Solubles en
solventes
polares
Son
quebradizos
Punto de fusión
y ebullición
elevado
Son
cristalinas
Los cristales pueden
romperse a lo largo de
superficies planas y lisas.
Contienen
carbono en su
molécula.
La mayoría son
sólidos a
temperatura
ambiente
Son no
inflamables

16. ENLACE COVALENTE:
LinusPaulling

17. TIPOS DE ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
POLAR
ENLACE COVALENTE NO
POLAR

18. ENLACE COVALENTE NO POLAR
También llamado enlace
covalente puro, se forma entre
elementos NO METÁLES
iguales.
Se forma con átomos cuya
diferencia de
electronegatividad es 0.0 a 0.4,
y cuando cada átomo aporta
un electrón al par necesario
para el enlace.
Ejemplo más sencillo: molécula de
hidrógeno.
Para que se forme la molécula de H
Se comparte el par de electrones y
esto los mantiene unidos.
H· + · H :
HH

19. EJEMPLOS:
Con este tipo de enlace se forman las moléculas llamadas di/biatómicas,
como:
Br2, I2, Cl2, H2, N2, O2, H2

20. ENLACE COVALENTE POLAR:
Se forma entre elementos NO
METÁLES iguales.
Se forma con átomos cuya
diferencia de
electronegatividad es 0.5 a 1.7
y se da cuando cada átomo
aporta un electrón al enlace.
Al tener un átomo más
electronegatividad que el
otro, se pueden observar
cargas positivas y negativas.

21. EL AGUA: CLARO EJEMPLO DE POLARIDAD
 La molécula del agua es un ejemplo de ENLACE COVALENTE POLAR, debido a que el oxígeno
presenta más electronegatividad que el Hidrógeno, lo que causa que atraiga los electrones hacia
él y se combinen para completar su último nivel de energía.

22. CARACTERÍSTICAS DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
Siempre hay un
átomo que es más
electronegativo
que el otro
No se
comparten los
electrones
simétricamente
Ocurre entre
átomos
diferentes El átomo más
electronegativo
es el que atrae
al otro átomo
Elevada
temperatura de
ebullición
Son sólidos
Sustancias
duras y
aislantes,
excepto el
Son insolubles
en agua
Elevada
temperatura de
fusión

23. ACTIVIDAD: CONTESTA EN TU LIBRETA
SELLO NO. 2
1. ¿Por qué los óxidos de carbono son CO y CO2 y
no existen, por ejemplo, C2O, CO3, C2O3,...?
2. ¿Por qué el dióxido de carbono se considera
sustancia polar?
4. ¿Por qué la sílice (dióxido de silicio) no conduce la
corriente eléctrica?
3. ¿Por qué el amoníaco es un gas soluble en agua?

24. EL ENLACE METÁLICO:
 Se establece entra átomos metálicos, los cuales dejan libres sus electrones de los niveles s y d,
adquiriendo la estructura de un gas noble estable.
 Lo anterior forma una nube deslocalizada en toda la superficie del metal, lo que provoca que se
muevan libremente por la extensa región de los iones positivos, dicho modelo es conocido como
mar de electrones o NUBE ELECTRÓNICA.

25. MODELO DE LA NUBE ELECTRÓNICA:

26. CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS:

28. FUERZAS INTERMOLECULARES

29. FUERZAS DE VAN DER WAALS
 Son más débiles que los enlaces
covalentes , incluyen la
atracción de los electrones de
un átomo por el núcleo del otro
y la redistribución de la carga
electrónica de las moléculas.
 Puede haber tres tipos de
fuerzas intermoleculares:
1. ATRACCIÓN DIPOLO – DIPOLO
2. FUERZAS DE LONDON
3. PUENTES DE HIDRÓGENO

30. ATRACCIÓN DIPOLO - DIPOLO

31. FUERZAS DE LONDON

32. ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO:

34. COPIA Y PEGA EN LA BARRA DE DIRECCIONES LA SIGUIENTE LIGA
PARA REFORZAR EL TEMA
https://www.mhe.es/bachillerato/fisica_quimica/844816962X/archivos/media/esp/unidad_2/2ani_U.
2.swf