Temas resumidos

1. Profesora: Dra. Gloria León G.
CHEMICAL
BONDING

2. Escriba en dos minutos lo que interpreta de esta animación

3. Sal de mesa, que observa?

5. ENLACE QUÍMICO
Los enlaces químicos se forman cuando
los átomos se combinan, provocándose
un cambio en su distribución electrónica,
generando así moléculas
• N2 diatómica
• CO2 triatómica
• HNO2 tetraatómica O3

6. NATURALEZA DE LOS ENLACES
MOLECULARES
Las fuerzas que determinan la formación
de enlaces moleculares, son fuerzas de
tipo electromagnético
Tres tipos de enlaces:
 Enlace iónico
 Enlace covalente
 Enlace metálico

7. ENLACE IÓNICO
Un átomo electropositivo (Grupo IA y IIA) cede electrones
a un átomo electronegativo (Grupo VIA y VIIA) dando
lugar a un ión positivo y a un ión negativo,
respectivamente. Este tipo de unión tenderá a formarse
entre elementos cuyos potenciales de ionización sean
totalmente opuestos y la E.N. tenga una diferencia > 1,7.
La formación de un compuesto iónico se debe a la
reacción entre un metal y un no metal.

8. VALORES DE
ELECTRONEGATIVIDADES

10. Metal + No metal → Compuesto iónico
M + X → M+X-
11Na 1s2 2s2 2p6 3s2 Na+ 1s2 2s2 2p6 pérdida de e- 3s
→
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1 ganancia de e- 3p

11. Debido a que en este tipo de enlace se forman iones
de cargas opuestas, la fuerza de unión es
esencialmente de tipo coulombiana, por lo que estos
compuestos son sólidos de alto punto de fusión.

12. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
CON ENLACE IÓNICO
 Sólidos de elevado punto de fusión.
 La mayoría son solubles en disolventes polares como
el agua.
 La mayoría son insolubles en disolventes apolares
como el benceno o el hexano.
 Los compuestos fundidos conducen la electricidad
por estar formados por partículas cargadas (iones).
 Las disoluciones acuosas conducen la electricidad
por estar formadas por partículas cargadas.

13. CRISTAL IÓNICO
Desplazamiento de las cargas, provocan la
separación (ruptura del cristal, al enfrentarse cargas
de igual signo)

14. ENLACE IÓNICO
Ganancia de electrones
Elementos más E.N.
Perdida de electrones
Elementos menos E.N.

15. ENLACE COVALENTE
 Los átomos de los NO METALES se enlazan
compartiendo electrones no apareados de sus capas
externas, formando pares de electrones, dándole una
capa externa más estable a los átomo participantes.

16. • Cada par de electrones compartidos constituye un enlace
• Un átomo puede formar tantos enlaces como electrones
desapareados existan en su capa más externa
Configuración electrónica
H 1s1 1 electrón de valencia
Cl 1s2 2s2 2p5 7 electrones de valencia

17. CLASIFICACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
Enlaces simples y múltiples. Por cada enlace formado
participan 2 electrones.

19. En una molécula, que presenta enlace de tipo
covalente, los electrones compartidos pasan más tiempo
alrededor del átomo más electronegativo, dando lugar a
un desplazamiento parcial de carga (molécula polar).
POLARIDAD

21. • Enlace Covalente Polar
• Enlace covalente Apolar
Rango de Electronegatividad:
• 1,7 > Dif. Electroneg. > 0,4 POLAR
• Diferencia de electronegatividad ≤ 0,4 APOLAR
CLASIFICACIÓN DEL ENLACE COVALENTE

22. Compuesto F2 HF LiF
Diferencia
de electronegatividad
4.0 - 4.0 = 0 4.0 - 2.1 = 1.9 4.0 - 1.0 = 3.0
Tipo de enlace
Covalente
no polar
Covalente
polar
Iónico
Ejemplo de cálculo
La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un
átomo atrae un par de electrones de un enlace. Cuanto mayor sea
la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un
enlace más polar será éste.
Los compuestos formados por elementos con electronegatividades
muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter
iónico

23. Ejemplos.:

25. MOLÉCULAS POLARES Y NO POLARES
Apolares
Polares

26. Enlace covalente apolar:
Los electrones de valencia de los átomos
quedan compartidos entre 2 de ellos,
estableciéndose un verdadero enlace.
Molécula de cloro(Cl2)
La molécula de cloro comparte 1 par de
electrones en la capa más externa,
adquiriendo el octeto electrónico y
máxima estabilidad.
Molécula de nitrógeno(N2)
La molécula de nitrógeno comparte 3
pares de electrones en la capa más
externa, para alcanzar el octeto (ocho
electrones) y tener la máxima
estabilidad

27. Enlace covalente polar:
Los electrones son atraídos más fuertemente por uno de los 2
átomos por lo tanto el centro de acción de la carga negativa
no coincide con el de la carga positiva y en el enlace se
origina un “dipolo”.
Molécula de HCl
La molécula de (cloruro de hidrógeno)
ácido clorhídrico comparte 1 par de
electrones, adquiriendo el cloro el
octeto electrónico y el hidrógeno la
configuración del gas noble , helio.

29. Ejemplos.:

30. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS CON ENLACE
COVALENTE
Se forman por átomos que se unen entre
si por uniones covalentes, por ello la
fuerza de unión es fuerte.
Las propiedades de este tipo de
compuestos vendrán definidas por este
hecho:
Redes covalentes
▪ Presentan elevados puntos de fusión
(generalmente subliman si se sigue calentando)
▪ Muy poco soluble en cualquier tipo de
disolvente.
▪ Suelen ser duros
▪ Suelen ser malos conductores de la electricidad
▪ Son sustancias de este tipo el diamante, SiO2
(cuarzo), carburo de silicio (Si2C), nitruro de boro
(BN), etc.

31. ▪ Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura
ambiente.
▪ En general, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados, aunque
serán mayores cuando las fuerza intermolecular que une a las
moléculas sea más intensa.
▪ Suelen ser blandas y elásticas, pues al rayarlas sólo se rompen las fuerzas
intermoleculares.
▪ La solubilidad es variable, siendo solubles en disolventes de polaridad
similar. Los compuestos polares se disuelven en disolventes
polares, los apolares en los disolventes apolares.
▪ En general, son malos conductores de la electricidad. Aunque la
conductividad eléctrica se ve favorecida si aumenta la polaridad de las
moléculas.
▪ Son muchas las sustancias de este tipo: H2, Br2, H2O, NH3, compuestos
orgánicos, etc.
Las sustancias covalentes moleculares

32. RESONANCIA
 En algunas moléculas o iones los enlaces pueden tener más de una
distribución. Existe una deslocalización de los electrones
participantes en los enlaces.

33. COMPARACIÓN DE ALGUNAS PROPIEDADES
GENERALES ENTRE UN COMPUESTO IÓNICO Y
UNO COVALENTE

34. FUERZAS INTERMOLECULARES
Distintas fuerzas que pueden actuar entre las moléculas y que llevan a
que se asocien entre si son las uniones intermoleculares:
ión-dipolo
1.Atracción dipolar
puente de hidrógeno
2. Fuerzas de Vander Waals
➢ Moléculas con enlaces covalentes serán las que participarán en este
tipo de uniones Intermoleculares.
➢ En la atracción de Vander Waals se incluye los gases nobles.
➢ No son aplicables estos conceptos a las moléculas iónicas gigantes, a
las Macromoléculas covalentes y a las redes metálicas.

35. Fuerzas ion-dipolo: En este caso el ion se va
rodeando de las moléculas polares. Estas fuerzas
son importantes en los procesos de disolución de
sales.
ATRACCIÓN DIPOLAR

37. Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos como
alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de las
relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de estos
compuestos.
PUENTES DE HIDRÓGENO
Se presenta en moléculas que
tienen átomos de hidrógeno
enlazados a átomos altamente
electronegativos, comúnmente
N, F y O.

40. FUERZAS DE VAN DER WAALS
Son fuerzas de carácter electrostática. En las moléculas que no
presentan momento dipolar (H2, Cl2,F2,N2, CH4,C 2H6, etc) y los gases
nobles (He,Ne,etc) a temperatura suficientemente baja pueden
pasar al estado líquido y al sólido.
Atracción entre un ión y un dipolo inducido: (ión-dipolo inducido)
Algunas moléculas apolares pueden sufrir una deformación por la
proximidad de un ión y aparece un débil dipolo.
Estas fuerzas de atracción de Van der Waals son muy débiles. Son
fáciles de romper mediante el calor.
Gases (H2,He,O2,etc) líquidos y sólidos (Br2,I2,etc), al aumentar el
tamaño la molécula se hará más polarizable.

42. EJEMPLOS

45. https://es.educaplay.com/recursos-educativos/3021228-enlaces_y_ejercicios.html
https://wordwall.net/es/resource/2656235/enlaces-quimicos
Links para ejercicios interactivos