Este documento trata sobre los diferentes tipos de enlaces químicos como el iónico y covalente, así como las estructuras de Lewis, geometría molecular, polaridad molecular, y uniones intermoleculares. También discute conceptos como el estado de oxidación, hibridación, y las fuerzas intermoleculares como los puentes de hidrógeno y las fuerzas de van der Waals.

1. ENLACE QUIMICO
Enlace iónico
Enlace covalente
Estructuras de Lewis
Geometría molecular
Polaridad de las moléculas
Uniones Intermoleculares

2. H O
Cl
O
OO
O C O
Cl
Na
Cl
Cs

3. Interpretación de una unión
química
Todo átomo busca su
estabilidad.
Tendencia a alcanzar el
estado de energía mas bajo.
H H
1. Ganar electrones.
2. Perder electrones.
3. Compartir electrones.

4. ¿Qué tipo de enlaces existen?
¿De qué depende el tipo de enlace?
De la diferencia de electronegatividad
de los átomos que forman el enlace

6. ¿Cómo se puede reconocer la
diferencia de electronegatividad
de los elementos?
-
+ +

8. QUÍMICA / ENLACE IÓNICO

9. ¿Entre que elementos se forman los
compuestos iónicos?

10. Pregunta
Determinar la fórmula química, que
resulta de la unión entre un alcalino térreo
y un halógeno.

11. Compuestos iónicos
binarios simples11

13. ¿Qué tipo de enlace posee
el NaCl?
Enlace iónico.

14. Propiedades físicas de los compuestos
iónicos
Son sólidos con altos puntos de fusión.
La gran mayoría es soluble en disolventes polares.
Insoluble en disolventes no polares, como el Hexano.
Los compuestos fundidos conducen bien la
electricidad.
Las soluciones acuosas son conductoras de la
electricidad (electrolitos).

15. El enlace covalente

16. ¿Entre que elementos se forman los
compuestos covalentes?
H

17. ¿Qué tipo de enlace posee el
hidrógeno gaseoso H2?17
Covalente

18. Los átomos se unen
compartiendo electrones
hasta conseguir
completar la última capa
con 8 e- (4 pares de e-)
es decir conseguir la
configuración de gas
noble: s2p6
Regla del octeto:

19. Estructuras de Lewis

20. Estructura de un enlace
covalente
Elaborar la estructura de Lewis de las
siguientes moléculas usando la regla
del octeto y el dueto:
H2O O2 Cl- HCl H2CO3

21. Enlace covalente Apolar

22. Enlace covalente Polar

23. Indique la polaridad de las siguientes
moléculas

24. Enlace covalente coordinado
o dativo

25. Longitud de Enlace
H3C CH3
H2C CH2
HC CH

26. Propiedades físicas de los compuestos
covalentes
Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión
bajos (por lo general menores de 300°C).
Muchos de ellos son insolubles en solventes polares.
La mayoría es soluble en disolventes no polares,
como el hexano.
Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la
electricidad.
Las soluciones acuosas suelen ser malas
conductoras de la electricidad.

27. Estado de Oxidación (E.O.)
Corresponde a la carga eléctrica que presenta el
elemento.
Ésta puede ser positiva o negativa.
Un elemento puede tener uno o varios, su estado de
oxidación está relacionado, en parte, con el grupo al cual
pertenece.

28. Cálculo del estado de oxidación
1. Identificar la presencia de elementos de los grupos IA (+1),
IIA (+2) o IIIA (+3)
1. Identificar la presencia de Oxígeno (-2) y/o Hidrógeno (+1)
(excepto Hidruros y peróxidos)
2. En ausencia de elementos anteriores emplear la relación del
grupo con su E.Ox más común.
Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
Estado
de
oxidación
+1 +2 +3 +4
-4
+5
-3
-2 -1

29. Estados de oxidación (EDO)
Reglas

30. S en H2SO4
N en NH3
C en MgCO3
Hidrógeno: +1 Oxígeno: -2
2 (+1) + S + 4 (-2) = 0
S = +6
Hidrógeno : +1
N + 3 (+1) = 0
N = -3
Grupo IIA: +2 Oxígeno: -2
1 (+2) + C + 3(-2) = 0
C = +4

31. Pregunta31
c

32. Valencia de los compuestos
covalentes o covalencia
Es la estructura de Lewis corresponde a la cantidad de
electrones que el elemento aporta al momento de
enlazar.

33. Ejercicio.
A partir del compuesto químico HNO3
Determinar
La estructura de Lewis del ácido nítrico
Los electrones de valencia del Hidrógeno
La valencia del Nitrógeno.
El estado de oxidación del Nitrógeno.

34. ESTEREOQUÍMICA

35. Modelo de repulsión de los pares
electrónicos de la capa de valencia
(RPECV)
Se usa el método ABE o AXE, para predecir la
geometría molecular.

36. BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6
AX2 AX3 AX4 AX5 AX6
180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º
Lineal Triangular
plana
Tetraédrica Bipirámide
trigonal
Octaédrica
Moléculas sin pares de electrones libres
Cl  Be  Cl
F  B  F
F
H
H C  H
H
Cl  P
Cl
Cl
ClCl
F  S  F
F F
FF
¿Cómo será la polaridad de estas moléculas?

37. SnCl2 AX2E Angular
ángulo menor 120º
NH3 AX3E Pirámide
trigonal
107º
H2O AX2E2 Angular
105º
Moléculas con pares de electrones libres.
Cl  Sn  Cl
H N  H
H
H  O  H
¿Cómo será la polaridad de estas moléculas?

38. HIBRIDACIÓN
Hibridación de los orbitales atómicos para formar enlaces
covalentes
 Orbitales híbridos
 Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no
equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la
formación del enlace covalente
 Tipos de hibridaciones
 hibridación sp3
 hibridación sp2
 hibridación sp
 hibridación sp3d
 hibridación sp3d2

39. Hibridación sp3
CH4 C: 1s2 2s2p2
Promoción hibridación
1 orbital s 3 orbitales p
4 orbitales sp3
(distribución tetraédrica)
Ejemplo de hibridaciones

40. 1 orbital s 2 orbitales p
3 orbitales sp2
(distribución triangular plana)
BF3 B: 1s2 2s2p1
Promoción hibridación
Hibridación sp2

41. 1 orbital s 1 orbital p 2 orbitales sp
(distribución lineal)
Hibridación sp
BeF2 Be: 1s2 2s2
Promoción hibridación

42. Hibridación sp3d2
SF6 S: [Ne]3s23p4
↑
Promoción
Hibridación

43. Hibridación sp3d
PBr5 P:[Ne]3s23p3
Promoción
Hibridación

44. # of Lone Pairs
+
# of Bonded Atoms Hybridization Examples
2
3
4
5
6
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
BeCl2
BF3
CH4, NH3, H2O
PCl5
SF6
How do I predict the hybridization of the central atom?
1. Dibujar la estructura de Lewis de la molécula.
2. Contar el número de pares solitarios y el número
de átomos unidos al átomo central
10.4

45. Polaridad de las moléculas
Momento dipolar
H Cl

46. Polaridad de las moléculas
Momento dipolar
Dependiendo de cómo sea   de los enlaces que forman una
molécula, éstas se clasifican en:
Moléculas polares. Tienen   distinto de cero:
 Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.
 Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.
Moléculas apolares. Tienen   nulo (igual a cero):
 Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.
   = 0. Ej: CH4, CO2.

47.  Ejemplos
NH3
H2O
 = 1.47 D
 = 1.85 D

48.  Ejemplos
CO2
CCl4
 = 0 D
 = 0 D

49. ¿Cómo reconocer los nombres de los
compuestos inorgánicos?

51. Resonancia
a) Determinar los octetos o duetos necesarios para cada átomo:
b) Determinar los electrones de valencia e.v. de cada átomo.
c) Determinar numero de enlaces restando a) con b)
Dibujar la molécula armando los octetos o duetos
Se puede restar c con b y tendremos pares electrones libres.

52. c

55. Fuerzas
Intermoleculares

56. Energía de enlace

57. Puentes de Hidrógeno

58. Puentes de Hidrógeno
Se producen entre un átomo de H enlazado covalentemente a
un átomo muy electronegativo, X, y a un par de electrones
solitarios de otro átomo pequeño y electronegativo.
Generalmente ocurre entre el H y el F, O ó N
- X – H · · · Y –

59. Fuerzas de Van der
Waals
Fuerzas dipolo-dipolo.
Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos
constituidos por moléculas polares.
A mayor momento dipolar de la molécula mayor es la fuerza
atractiva.
H ClH Cl
δ- δ+

60. Fuerzas dipolo-dipolo inducido.
Las moléculas polarizadas próximas a las moléculas o átomos
neutros no polares pueden provocar en estos una desplazamiento
de carga electrónica formando un dipolo inducido.
O2H2O
O2
Interacción
Dipolo-dipolo inducido
H2O

61. Fuerzas de London
En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente
un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo
positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una
atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una
molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa).

62. INTERACCIÓN POR PUENTE DE HIDRÓGENO
DE IMPORTANCIA BIOLÓGICA
62

63. 63
Representación esquemática de las
fuerzas estabilizadoras de las proteínas
globulares