Este documento presenta información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. También discute las fuerzas intermoleculares como puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals. Finalmente, explica conceptos clave como electronegatividad y la teoría de Lewis sobre la formación de enlaces químicos.

1. CICLO 2012-I Módulo: I
Unidad: II Semana: 3
QUIMICA GENERAL
Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco

2. CONTENIDOS TEMÁTICOS
 Enlace químico
 Características del enlace químico
 Propiedades
 Problemas de analisis
 Enlace covalente
 Enlace moleculares
 Trabajo de investigación

4. ¿Por qué se forman compuestos?
Los elementos forman compuestos por que de esa forma ganan
estabilidad  liberan energía
Un
compuesto
iónico
El grafito es
una forma
elemental
en la que
se forman
enlaces
covalentes

5. Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestos
moleculares muy complejos.

6. ¿Qué es un enlace químico?
Esta fuerza da origen a una especie de ligamento entre
los átomos u otras especies químicas, confiriendo
estabilidad a los conjuntos formados.
Esta fuerza es lo que se conoce como enlace químico.
químico
Un enlace químico resultará de la redistribución de los
electrones de los átomos y partículas participantes, y
ésta es la causa de que la energía total del sistema
llegue a un mínimo de energía, es decir a su estado más
estable.

7. Fuerzas de dispersión de London
 Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos
formados entre las moléculas (polares o no polares)
 Dipolos instantáneos: El movimiento de los electrones en el orbital
origina la formación de dipolos no permanentes.
 Dipolos inducidos: Los electrones se mueven produciendo un dipolo
en la molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos).
Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad
depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes
en moléculas no polares

8. Fuerzas de dispersión de London
Moléculas no polares
En una de ellas se
forma un dipolo
instantáneo
El dipolo
instantáneo induce
a la formación de un
dipolo en la
molécula vecina

9. Fuerzas intermoleculares
Son fuerzas más débiles que los enlaces
covalentes que mantienen unidas a las
moléculas en el estado condensado (líquido
o sólido)
Fuerzas de London Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas dipolo-dipolo
Enlaces por puentes de hidrógeno

10. Fuerzas de London

11. Grafito

12. Fuerzas dipolo-dipolo
Interacción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en la
molécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan
entre moléculas polares neutras, y su intensidad
depende de la polaridad molecular.

13. Fuerzas dipolo-dipolo

14. Enlaces Puente de Hidrógeno
(EPH)
Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas
intermoleculares muy fuertes.
El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido
(enlazado) a un elemento altamente electronegativo. Estas
fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes
entre compuestos con F, O y N, unido a H

15. EPH en el agua

16. Efecto de los EPH en la propiedades
físicas

17. Efecto de los EPH en la propiedades
físicas
Punto de
ebullición
normal
(K)
Masa molecular
⇒ Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por
puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

18. 1. ENLACE QUÍMICO. NOTACIÓN DE LEWIS
La materia tiene la tendencia universal de contener el menor
estado de energía, para lograr de esta manera su
estabilidad; por este motivo los átomos se unen entre ellos,
mediante enlaces químicos, formando moléculas
(agregados) de un menor estado de energía y por lo tanto de
mayor estabilidad.
Los átomos al unirse, liberan energía (Energía de
Disociación), que es aprox. Superior a 10 kcal/mol.
Enlace químico – es toda fuerza que actuando sobre los
atomos, los mantiene unidos.
Factores de enlace químico:
– La electronegatividad (En)
– Regla del Octeto
– Configuración electrónica.

19. Electronegatividad (Capacidad que tiene el átomo para ganar
electrones de otro átomo), según Linus Pauling, varía de 0,7 a 4,0.
Los gases nobles: En= 0, por ser estables.
Electronegatividad de algunos elementos químicos:
Sodio (Na) =0,9 Fósforo (P ) =2,1 Bromo (Br) =2,8
Potasio (K ) =0, 8 Oxigeno (O) =3,5 Yodo (I) =2,5
Berilio (Be) =1,5 Azufre (S) =2,5 Cobre (Cu) =1,9
Magnesio (Mg) =1,2 Flúor (F) =4,0 Plata (Ag) =1,9
Calcio (Ca) =1,0 Cloro (Cl) =3,0 Boro (B) =2,0
Aluminio (Al) =1,5 Nitrógeno (N) =3,0 Silicio (Si) =1,8
Carbono (C) =2,5

20. Regla del octeto
Propuesta por Walter Kossel que decía que un átomo, mediante
una reacción química, adopta la configuración electrónica
propia de un gas noble (existe transferencia de electrones de
un átomo al otro).
En la practica existen casos donde no se cumple la regla del octeto,
como H (1 par), B (3 pares), P ( 5 pares).
Por tal motivo Lewis indica que mas fundamental es la Regla de
dos, donde se comparte un apareja de electrones.
Configuración electrónica
Se utiliza para visualizar mejor el tipo de enlace. Los electrones de
valencia se denotan por medio de puntos o aspas. Los
elementos del mismo grupo o familia tienen el mismo
numero de electrones de valencia variando solo el KERNEL.

21. Ejemplo: Grupo
IA II A III A IV A VA
• •• •• •• ••
H Be B• C• •N•
• •
• •• ••
Li Mg Al •
Los elementos de los grupos I al IV se estabilizan perdiendo los
electrones de su ultima capa, con lo cual ésta queda vacía. Así
adquieren la estructura del gas noble inferior.

22. 1. TIPOS DE ENLACE
Tipos de enlace
Tipo eléctrico Tipo electrostático
Comparten Atracción entre iones
electrones
Covalente Metálico

23. Clases de enlace químico
Enlaces Enlaces Intermoleculares
interatómicos
Enlace iónico Puente de hidrógeno
Enlace Fuerzas
covalente
de Van Der Waals
Enlace
metálico

24. A. Enlace iónico
Se forma por la transferencia de electrones, debido a la
diferencia de electronegatividad de los elementos.
Metal: cede sus electrones
No metal: gana electrones
ē
M → NM
● ● + -
● ●
Na ● Cl ● Na Cl
● ●
Los iones de carga opuesta se atraen.
La atracción no es dirigida: ya que un ión atraerá a todos los
negativos que estén a su alrededor; y lo mismo pasa con los
negativos.

25. En consecuencia, cada ión se rodea de varios de signo opuesto:
se forma una red iónica gigante
- Todos los compuestos, iónicos (sales) son sólidos sin
excepción, cristalinos.
- En estado fundido o en disolución, los iones ya
separados pueden desplegar, convirtiendo el
compuesto en conductor de electricidad.
- Puntos de fusión altos (300º - 1000 ºC)
- Puntos de ebullición entre 1000 º- 1500 ºC.
- Son solubles en el agua.
- Δ En > 1,7
Porcentaje de carácter iónico (Hannay – Smyth)
Para H Cl:
% Cl = 16( Xa − Xb ) + 3,5( Xa − Xb) 2
% Cl = 16(3,0 − 2,1) + 3,5(3,0 − 2,1) 2 = 17,2 %

26. - Red cristalina del
Cl Na Cl
+
Na

27. ¿Cómo se forma el enlace iónico?
a tr a c c ió n e le c tr o s tá tic a
e n tre c a rg a s o p u e s ta s !
Na + Cl Na Cl
2 2 6 1
N e 3s 3p2 5 1s2 2s2 2p 6
1s 2s 2p 3s
N e 3s2 3p 6
E N = 0 ,9 E N = 3 ,0
E l c lo r o g a n a
e le c tr o n e s
E l s o d io p ie r d e e le c tr o n e s c o n fa c ilid a d !
fá c ilm e n te !
a m b o s c o m p le ta n e l o c te to !

28. Teoría de Lewis
• Los electrones de valencia son
los que intervienen en la
formación de enlaces.
• Los electrones buscan
aparearse para ganar
estabilidad (regla del dueto).
• Los electrones con transferidos
o compartidos hasta que el
átomo obtenga la configuración
de gas noble (regla del octeto).
• En la representación de Lewis,
el símbolo representa al núcleo
y a los electrones del kernel, y
los puntos a los electrones de
valencia,

29. Estructuras de Lewis de compuestos iónicos
Primero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representa
entre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la carga
correspondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos se
representan entre corchetes.
•• 2-
•• 2+
•
BaO Ba O• Ba O
••
• •
••
•• ••
••
•
Cl -
••
2+ ••
••
MgCl2 Mg • Mg 2 Cl
••
••
• ••
••
•
Cl
••
••

30. Los compuestos iónicos
Los
c
diversos
a α c
compuesto
a β γ
a 120 o
a
a
a
b s tienen
varias
formas de
cristalizar.

31. Propiedades de los compuestos iónicos
A temperatura ambiente, son sólidos con puntos de
fusión altos, debido a la fuerzas electrostáticas de
atracción entre los iones.
Altos puntos de fusión y ebullición.
Muchos son solubles en solventes polares como el
agua.
La mayoría es insoluble en solventes no polares como
el hexano o la gasolina.
Son conductores de la electricidad en estado fundido
(líquido) o en solución acuosa.
No forman moléculas sino “pares iónicos”, por lo que
se prefiere hablar de unidades fórmula ó fórmulas
mínimas, cuando de compuestos iónicos se trata.

32. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE
INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
Investigar lo siguiente:
2. Los enlaces en su importancia en la existencia de la
vida, fundamente con ejemplos.
3. En que tipo de materiales se identifican los enlaces
iónicos.
4. Construya una tabla en donde describa las
principales propiedades de los compuestos iónicos, y
sus aplicaciones.

33. GRACIAS