El documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y puentes de hidrógeno. Describe cómo se forman estos enlaces y cómo sus propiedades difieren. Específicamente, los compuestos iónicos son sólidos con altos puntos de fusión debido a las fuertes fuerzas electrostáticas entre los iones, mientras que los compuestos covalentes tienden a ser gases o líquidos con bajos puntos de fusión debido a las interacciones intermoleculares más

2. TABLA PERIÓDICA – PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración Electrónica (C.E.)
Fundamentos para entender
¿Cómo se forman las moléculas y los compuestos?
Propiedades
Periódicas.d
ocx

3. Explicación propuesta por Gilbert Lewis:
“Los átomos se combinan para alcanzar una
configuración electrónica más estable. La estabilidad
máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico
con un gas noble.”
“Los átomos transfieren o comparten electrones”. (R.
del Octeto.)
“Cuando los átomos interactúan para formar un enlace
químico, sólo entran en contacto sus regiones más
externas.”
“Se consideran sobre todo los electrones de valencia.”
¿Cómo se representan?

4. ENLACES QUÍMICOS
ENLACE IÓNICO
Los átomos de los elementos con bajas energías de
ionización tienden a formar cationes; en cambio, los que
tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones.
La fuerza electrostática que une a los iones en un
compuesto iónico se denomina enlace iónico.
Ejemplo:
CE del gas noble más cercano
Otro ejemplo: El enlace entre el Mg y el Cl.

5. ENLACE COVALENTE
El concepto de molécula se remonta al siglo XVII.
A principios del siglo xx los químicos empezaron a
comprender cómo y por qué se forman las moléculas.
El primer avance importante surgió con la proposición de
Gilbert Lewis de que “la formación de un enlace químico
implica que los átomos compartan electrones.”
Describió la formación de un enlace químico en el
hidrógeno como:
H· + ·H H:H

6. ENLACE COVALENTE
Enlace en el que uno o más pares de electrones son
compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes
son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes.
Sólo participan los electrones de valencia. Ejemplo para la
molécula de F2.
¿Qué tipo de enlaces se presentan en el CH4 y en el HCl?
¿En qué se diferencian?

7. Electronegatividad y
Tipo de Enlace
Comprobemos lo
aprendido!!!
Clasifique los
siguientes enlaces
como iónicos,
covalentes polares o
covalentes puros:
a) el enlace en HCI,
b) el enlace en KF y
e) el enlace CC en
H3CCH3.

8. Propiedades de los compuestos Iónicos
y Covalentes
Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas diferencias en sus
propiedades físicas generales debido a que sus enlaces son de distinta naturaleza. En
los compuestos covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción. Una de ellas es la
que mantiene unidos a los átomos de una molécula. (Medida cuantitativa de esta
atracción: la energía de enlace).
La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas y se llama fuerza
intermolecular.
Como las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las fuerzas que
mantienen unidos a los átomos de una molécula, las moléculas de un compuesto
covalente se unen con menos fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes
casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.
Por otro lado, las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un
compuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos
iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados.
Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y sus disoluciones acuosas
conducen la electricidad debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes.

9. Resumen: Diferencias entre propiedades
físicas de compuestos iónicos y covalentes

10. Interacciones / Fuerzas
Intermoleculares
Fuerzas de atracción que hacen que las moléculas se asocien
en los sólidos y líquidos:
 Interacciones dipolo-dipolo de las moléculas polares.
 Fuerzas de Van der Waals: dipolo–dipolo inducido y las
fuerzas de London
 «Enlaces por puentes de hidrógeno» que unen a aquellas
moléculas que tienen grupos como -OH o - NH.

11. Interacciones / Fuerzas
Intermoleculares
 Fuerzas dipolo-dipolo
Generalmente son fuerzas intermoleculares de atracción,
formándose por la atracción de los extremos positivo y
negativo de los dipolos de moléculas polares.
Las moléculas polares están orientadas predominantemente
de tal forma que el polo positivo de una molécula se aproxima
al polo negativo de otra. Ésta es la disposición de más baja
energía y la fuerza resultante total es de atracción. Esta
atracción puede desaparecer cuando el líquido se evapora.
Por ello, los calores de vaporización son grandes y los puntos
de ebullición altos en los compuestos muy polares. Ejemplo:
CH3Cl

12. Fuerzas dipolo-dipolo
Ejemplo: CH3Cl

13. Van der Waals
Dipolo – Dipolo inducido
Se induce un pequeño momento dipolar temporal cuando
una molécula se aproxima a otra molécula en la que los
electrones están ligeramente desplazados de una disposición
simétrica. Al aproximarse las moléculas, los electrones se
desplazan ligeramente, dando lugar a una interacción dipolo-
dipolo de atracción. Estos dipolos temporales duran sólo una
fracción de segundo y cambian constantemente.
Se dice que el dipolo del átomo (o molécula no polar) es un
dipolo inducido porque la separación de sus cargas
positiva y negativa se debe a la proximidad de un
ion o una molécula polar.

14. Dipolo – Dipolo
inducido
La hidratación, es un ejemplo de
interacción ion-dipolo.

15. Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas de London
 El tetracloruro de carbono CCl4 tiene un área de superficie
molecular mayor que el del cloroformo, CH3Cl (un átomo de
cloro es más grande que un átomo de hidrógeno), por lo que las
atracciones intermoleculares de Van der Waals entre las
moléculas de tetracloruro de carbono son más fuertes que las
que hay entre las moléculas de cloroformo CH3Cl.
 Se pueden ver los efectos de las fuerzas de London en la
variación de los valores de los puntos de ebullición de los
hidrocarburos saturados. Si se comparan los puntos de
ebullición de varios isómeros diferentes, los isómeros con áreas
superficiales mayores (y con mayor posibilidad de sufrir
atracción por fuerzas de London) tienen puntos de ebullición
más altos.

16. Interacciones / Fuerzas
Intermoleculares
¿Cómo influyen las fuerzas de London?

17. Enlace Puente de Hidrógeno
Es un tipo particular de atracción intermolecular fuerte.
Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el
átomo de hidrógeno de un enlace polar, como N-H, O-H o
P-H, y un átomo electronegativo de O, N o F. Esta
interacción se escribe como:
A-H ····B o A-H ··· A
A y B representan O, N o F; A-H es una molécula o parte de una molécula, y
B es parte de otra molécula.
Los puentes de hidrógeno tienen un fuerte efecto en la
estructura y propiedades de muchos compuestos.
Interacciones / Fuerzas Intermoleculares

18. Representación del Enlace Puente
de Hidrógeno. Ejemplos

19. Interacciones / Fuerzas Intermoleculares
Enlace Puente de Hidrógeno
La fuerza de un puente de hidrógeno es determinada por
la interacción coulómbica entre el par libre de electrones
del átomo electronegativo y el núcleo de hidrógeno.

20. Para verificar lo aprendido…
1.- Predigan qué tipo de enlaces se establecerán entre las
moléculas de:
 H2O
 H2O y HCl
 H2O y NaCl
2.- ¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar puentes de
hidrógeno con el agua?
 CH3OCH3, CH4, F-, HCOOH, Na+.