El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces covalentes, iónicos y metálicos. Explica la naturaleza del enlace covalente del carbono a través del proceso de hibridación de orbitales, y cómo esto permite al carbono formar cuatro enlaces. También describe las diferentes fuerzas intermoleculares como puentes de hidrógeno, dipolo-dipolo e interacciones de London, y cómo estas afectan propiedades como los puntos de ebullición.

1. Enlace Químico Se define como la unión de dos átomos para formar una molécula.

2. Clasificación Enlaces Covalente Iónico Metálico

3. Enlace Covalente Se define como la unión de dos átomos que se mantienen unidos por la compartición de un par electrones.

4. Enlace Covalente Multiple Se Comparte mas de un par de electrones

5. Enlace Covalente Polar Se denomina de esta manera a un enlace que no comparte de igual manera su par de electrones, debido a la diferencia en la electronegatividad que tienen los átomos que forman la molécula.

6. Energía de Enlace Es la energía que se libera cuando dos átomos se unen dando origen a un enlace covalente. Energía de disociación de enlace : Es la energía que se requiere para romper un enlace. EDE : enlaces Triple >que enlace doble > que enlace sencillo

7. Es la distancia que existe entre los núcleos de los átomos que participan en el enlace Longitud de Enlace LE :enlaces sencillo >que enlace doble > que enlace triple LE 1.51Aº 1.34Aº 1.20Aº EDE 348KJ/mol 614KJ/mol 839KJ/mol

8. Ángulo de Enlace Es el ángulo que existe entre las líneas adyacentes que representan los enlaces

9. Ángulo de Enlace Electrones desapareados:

10. Naturaleza del Enlace Covalente del Carbono La estructura electrónica del átomo de carbono muestra dos electrones desapareados en su estado fundamental tal y como se encuentra en la tabla periódica

11. Naturaleza del Enlace Covalente del Carbono

12. ¿Cómo ocurre esto? La explicación se basa en un proceso llamado hibridación de orbitales atómicos del átomo de carbono.

13. ¿Orbitales? Zona (s) más probables donde se pueden conseguir los electrones alrededor del núcleo.

14. Formas de Orbitales

15. Formas de Orbitales

16. Orbitales Moleculares

17. Orbitales Moleculares

18. Orbitales Moleculares

19. ¿Y qué es la hibridación? Es un proceso de mezcla de los orbitales s y p del último nivel electrónico del carbono. Con este proceso se generan cuatro orbitales idénticos, cada uno asociado a un electrón, lo que permite unirse a cuatro elementos.

20. Orbitales Híbridos

21. Orbitales Híbridos

22. El proceso involucra la promoción de un electrón en el orbital atómico 2s, a uno 2p vacío, quedando ahora un electrón en cada uno de los orbitales: 2s, 2px, 2py y 2pz. La combinación matemática asociada con las funciones de onda de estos cuatro orbitales genera cuatro orbitales híbridos equivalentes tanto en energía como en orientación espacial. Ellos presentan el 25% de características del orbital 2s y el 75% de los orbitales 2p, (HIBRIDACIÓN sp3), siendo los orbitales atómicos p regiones espaciales ubicadas en los tres ejes cartesianos x, y, z y el orbital s de simetría esférica; los orbitales híbridos resultantes conforman un tetraedro. Es por ello que en un carbono con hibridación sp3 los enlaces que forman con otros elementos están dirigidos a las esquinas de un tetraedro.

24. Enlaces covalentes y Traslape de Orbitales Enlace sigma ( σ )

25. Orbitales Híbridos

26. En este caso el proceso de mezcla de los orbitales 2s, 2px, 2py y 2pz, cada uno con un electrón, puede ocurrir tomando en cuenta el orbital 2s y dos orbitales 2p. De esta manera se generan tres orbitales híbridos que presentan un 33% de carácter 2s y 66% de carácter 2p. A esta hibridación se le conoce como sp2. Los tres orbitales híbridos se acomodan en un solo plano produciendo un átomo de carbono donde los enlaces que forman los electrones asociados a esos orbitales están separados 120º. El electrón que ocupa el orbital p no híbrido permanece en un orbital perpendicular al plano que contiene los orbitales híbridos.

27. Orbitales Híbridos

28. Enlaces covalentes y Traslape de Orbitales Cuando dos átomos de carbono con hibridación sp2 se unen entre ellos se forma un enlace sigma por superposición de dos orbitales sp2 se unen entre ellos se forma un enlace sigma por superposición de dos orbitales sp2 y el orbital no híbrido p de un átomo se solapa lateralmente con el orbital no híbrido del otro formando un nuevo enlace covalente conocido como enlace pi. Los dos orbitales sp2 restantes de cada carbono se solapan con un orbital 1s de átomos de hidrógeno formando enlaces sigma.

29. Enlaces covalentes y Traslape de Orbitales

30. Cuando la mezcla de orbitales se lleva a cabo sólo con el orbital 2s y uno 2p se forman dos orbitales híbridos con un 50% de carácter s y 50% de carácter p que se acomodan a lo largo de su eje. En esta hibridación conocida como sp quedan orbitales p no híbridos dirigidos perpendicularmente entre sí y perpendiculares al eje del orbital híbrido sp.

31. Enlaces covalentes y Traslape de Orbitales Si dos átomos de carbono con hibridación sp se unen forman un enlace sigma y los dos orbitales p no híbridos de cada carbono se superponen lateralmente con los equivalentes al otro carbono formando dos enlaces pi y compartiendo los dos átomos de carbono seis electrones. El orbital sp restante de cada carbono se solapa con un orbital 1s de átomos de hidrógeno formando enlaces sigma.

32. Estructura de Lewis Para Cl 2 Nº atómico de Cl=17 Configuración electrónica: 1S 1 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5 = Cl-Cl En una estructura de Lewis cada electrón de valencia se representa por un punto, y un par de electrones se representa por una línea (-)

33. Para H 2 O Nº atómico de O=8 Configuración electrónica 1S 1 2S 2 2P 4 = H-O-H Para N H 3 Nº atómico de N=7 Configuración electrónica 1S 1 2 S 2 2P 3 Estructura de Lewis =

34. Estructura de Lewis Como escribir estructuras de Lewis: 1)Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. En caso de un ión se suma un electrón por cada carga negativa, y se resta uno por cada carga positiva 2)Escribir los símbolos de los átomos para indicar cuales átomos están unidos entre si y conectarlos con enlaces sencillos. El átomo central por lo general es el menos electronegativo de los átomos. 3)Completar el octeto de los átomos unidos al átomo central 4)si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, probar con enlaces dobles o triples, aunque eso implique utilizar varios pares de electrones

36. Carga Formal La carga formal son cargas aparentes que aparecen sobre un átomo de una estructura de Lewis cuando los átomos no han contribuido de igual manera con el número de electrones que los une. CF= nº de electrones de valencia en átomo libre- nº de electrones del par solitario –1/2 de electrones del par enlazante. Ejemplo: Cácular la carga formal del  NO  + CFN= 5-2-1/2(6)= 0 CFO= 6-2-1/2(6)= +1

37. Las estructuras de resonancia, implican la deslocalización de electrones pi en una molécula con insaturaciones Ejemplo: Hacer la estructura de resonancia del O 3 Resonancia

38. Resonancia Criterios para escribir estructuras de resonancia 1) Solo se pueden deslocalizar electrones pi 2) Cada átomo debe tener su octeto completo 3) Cada átomo involucrado en el movimiento de electrones no debe tener mas enlaces de los que pueda formar es decir: C solo 4 enlaces, N solo 3, O solo 2 Etc. 4) Los electrones pi deben estar paralelos entre si para que ocurra la deslocalizacion de los electrones. Si están perpendiculares no ocurre.

39. El enlace covalente es la unión que explica el mantenimiento de la unidad estructural de un compuesto orgánico. Además de este enlace intramolecular se pueden dar interacciones entre las moléculas, que son mucho más débiles que los enlaces covalentes, pero que a menudo son las responsables de las propiedades físicas de los compuestos orgánicos. Este tipo de interacciones intermoleculares son de especial importancia en el estado sólido y en el estado líquido, situaciones en las que las moléculas están en íntimo contacto. Los puntos de fusión, de ebullición y las solubilidades de los compuestos orgánicos muestran los efectos de estas fuerzas.

40. a) Las fuerzas entre dipolos de las moléculas polares. b) Las fuerzas de London, que afectan a todas las moléculas. c) Los puentes de hidrógeno que actúan en moléculas que tienen enlaces OH y NH.

41. a) Interacciones moleculares entre moléculas polares . La mayor parte de las moléculas tienen momentos dipolares permanentes como resultado de sus enlaces polares. Diferentes representaciones de la ordenación intermolecular en el clorometano

42. En el estado líquido el resultado de la orientación positivo-negativo es una fuerza de atracción neta que mantiene unidas a las moléculas. Para pasar del estado líquido al gaseoso debe superarse esta fuerza de atracción intermolecular, lo que explica el que los compuestos muy polares tengan mayores calores de evaporación y mayores puntos de ebullición que los compuestos menos polares.

43. Fuerzas Intermoleculares Fuerzas de Van der Waals Son fuerzas de atracción intermolecular que actúan entre dipolos, sean éstos permanentes o inducidos. Son, por tanto, fuerzas intermoleculares de tipo electrostático que se establecen tanto entre molécula polares como apolares. Fuerzas Dipolo - Dipolo Fuerzas Dipolo – Dipolo Inducido

44. b) Interacciones moleculares entre moléculas apolares: Fuerzas de Dispersión de London. En las moléculas no polares, la principal fuerza de atracción es la fuerza de dispersión de London, que surge de la interacción entre dipolos inducidos que se generan temporalmente en las moléculas. Representación esquemática de la atracción intermolecular por fuerzas de London en el CCl 4

45. Fuerzas Intermoleculares Fuerzas de Puente de Hidrógeno Un puente de hidrógeno no es un enlace verdadero sino una forma especialmente fuerte de atracción entre dipolos. Un átomo de hidrógeno puede participar en un puente de hidrógeno si está unido a oxígeno, nitrógeno o flúor, porque los enlaces O-H, N-H y F-H están muy polarizados dejando al átomo de hidrógeno con una carga parcial positiva. Este átomo de hidrógeno tiene una gran afinidad hacia electrones no compartidos y forma agregados intermoleculares con los electrones no compartidos de los átomos de oxígeno, nitrógeno y flúor.

46. Fuerzas Intermoleculares Fuerzas de Puente de Hidrògeno Interacciones por puente de hidrógeno en la molécula de H 2 O, NH 3 y HF

47. Fuerzas Intermoleculares Fuerzas de Puente de Hidrògeno Interacciones por puente de hidrógeno en la molécula de agua: Formación de Agregados Intermoleculares El puente de hidrógeno es una forma de atracción intermolecular mucho más débil que un enlace covalente normal O-H, N-H y F-H.

48. El etanol y el dimetil éter son dos compuestos isoméricos de fórmula molecular C 2 H 6 O, cuyo tamaño y peso molecular son similares. Sin embargo, el etanol hierve a 78ºC mientras que el punto de ebullicióndel dimetiléter es de -25ºC.

50. Para que un compuesto se vaporice, las fuerzas que mantienen las moléculas unidas unas a otras deben romperse. Puntos de Ebullición

51. Alcanos , constituidos por moléculas apolares, tienen puntos de ebullición relativamente bajos porque las atracciones intermoleculares se deben a la interacción entre dipolos inducidos (fuerzas de dispersión de London). Las fuerzas de dispersión de London son proporcionales a la superficie de contacto entre las moléculas lo que explica que los alcanos formados por moléculas lineales (mayor superficie de contacto) tengan mayores puntos de ebullición que sus isómeros formados por moléculas ramificadas (menor superficie de contacto). Puntos de Ebullición

52. Eteres, Haluros de alquilo y Heteroátomos , son más altos que los de los hidrocarburos de similar peso molecular debido a la presencia de interacciones intermoleculares dipolo-dipolo, que son más intensas que las interacciones de London. Alcoholes y Aminas , intervienen las interacciones entre dipolos y las fuerzas por puente de hidrógeno. Los puntos de ebullición de los alcoholes son más altos que los de los éteres de igual peso molecular. Puntos de Ebullición

53. Alcoholes presentan mayor punto de ebullición que las Aminas de igual peso molecular. La explicación a este hecho reside en la mayor electronegatividad del átomo de oxígeno en comparación con el átomo de nitrógeno, que hace que los puentes de hidrógeno O-H sean más fuertes que los puentes de hidrógeno N-H. Puntos de Ebullición

54. El factor determinante del punto de fusión es el empaquetamiento de las moléculas en la red cristalina: cuanto mejor se ajusten al cristal mayor será la energía necesaria para romper la red, por lo tanto, mayor será el punto de fusión. Puntos de Fusión

55. Solubilidad

56. H 2 O retículo de un cristal iónico iones hidratados (disolución) La hidratación de los iones sodio y cloruro por moléculas de agua vence la energía reticular del cloruro de sodio (la sal se disuelve). Soluto polar en disolvente polar (se disuelve)

59. Soluto polar en disolvente no polar (no se disuelve) disolvente no polar fuerzas iónicas fuertes no se disuelve Las atracciones intermoleculares de las sustancias polares son más fuertes que las atracciones ejercidas por moléculas de disolventes no polares.

61. Soluto no polar en disolvente no polar (se disuelve) disolvente no polar sólido no polar (fuerzas intermoleculares débiles) Se disuelve Las atracciones intermoleculares débiles de una sustancia no polar son vencidas por las atracciones débiles ejercidas por un disolvente no polar.

63. sólido no polar Soluto no polar en disolvente polar (no se disuelve) H 2 O no se disuelve Para que una molécula no polar se disolviera en agua debería romper los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua, por lo tanto las sustancias no polares no se disuelven en agua

65. escrita como ó condensada hasta (CH 3 ) 2 CHOH se transforma en se simplifica en Fórmulas Estructurales

66. Fórmulas Estructurales se transforma en se transforma en