Este documento trata sobre los enlaces químicos y las fuerzas intermoleculares. Explica los diferentes tipos de enlace como el covalente, iónico y metálico. También describe las fuerzas de Van der Waals, incluyendo las fuerzas de dispersión, entre dipolos permanentes e inducidos. Finalmente, se detalla el enlace de hidrógeno, sus requisitos y características.

1. Unidad 3
Enlace químico
Moléculas y Fuerzas
Intermoleculares

2. Unidad 3. Enlace químico 2
Enlace químico
¿Cómo se unen los átomos?
Cualquier teoría que de contestación a esta pregunta ha de explicar:
•Los diferentes tipos de enlace
•Las propiedades de cada sustancia en función del enlace
•La orientación y disposición que adquieren los átomos enlazados

3. Unidad 3. Enlace químico 3
1.Átomos unidos por enlace químico
ENLACE QUÍMICO:
Cualquiera de los mecanismos de unión química entre átomos
Átomos separados formación de enlace Átomos enlazados+ Energía

4. Unidad 3. Enlace químico 4
Formación de enlaces y estabilidad energética
1. Átomos unidos por enlace químico

5. Unidad 3. Enlace químico 5
Tipos de
enlace químico
1. Átomos unidos por enlace químico

6. Unidad 3. Enlace químico 6
Átomos =especies neutras
1.Elementos químicamente más activos ( ele que ganan o pierden e- con
facilidad)
2.Elementos químicamente inertes (altas EI y AE desfavorables)
2. Teoría de Lewis del enlace químico
1916-1918
Lewis, Lagmuir y Kossel proponen la
Naturaleza electrónica del enlace químico
La actividad química se relaciona con la estabilidad de la
configuración electrónica

7. Unidad 3. Enlace químico 7
• Los electrones que participan en el enlace son los
electrones de valencia.
• A veces, por transferencia de electrones, se forman
iones que se atraen por fuerzas electrostáticas (enlace
iónico).
• En el enlace covalente, los átomos comparten uno o más
pares de electrones.
• Los electrones transferidos o compartidos estabilizan la
configuración electrónica de los átomos: regla del
octeto.
2. Teoría de Lewis del enlace químico

8. Unidad 3. Enlace químico 8
Símbolos y estructuras de Lewis
Reglas para las estructuras de Lewis
• Contar los electrones de valencia que aporta cada átomo de
la molécula.
• Elegir como átomo central al elemento menos
electronegativo.
• Colocar todos los electrones alrededor de cada átomo, de
acuerdo con la regla del octeto. Si es necesario, asignar más
de un par de electrones a los enlaces que lo requieran.
2. Teoría de Lewis del enlace químico

9. Unidad 3. Enlace químico 9
Aplicación de las reglas
2. Teoría de Lewis del enlace químico

10. Unidad 3. Enlace químico 10
Octeto incompleto
Octeto expandido
Especies con nº impar de electrones
Resonancia
3. Limitaciones y mejoras de la teoría de Lewis

11. Unidad 3. Enlace químico 11
Teoría de orbitales moleculares
4. Teoría cuántica del enlace covalente

12. Unidad 3. Enlace químico 12
Teoría del enlace de valencia
4. Teoría cuántica del enlace covalente

13. Unidad 3. Enlace químico 13
Simetría de los orbitales moleculares
4. Teoría cuántica del enlace covalente

14. Unidad 3. Enlace químico 14
Valencia química
Promoción electrónica
4. Teoría cuántica del enlace covalente
El azufre puede
tener valencia 2, 4
ó 6

15. Unidad 3. Enlace químico 15
Enlaces múltiples en la TEV
Enlace covalente coordinado
4. Teoría cuántica del enlace covalente

16. Unidad 3. Enlace químico 16
Longitud y energía de enlace
5. Propiedades del enlace covalente

17. Unidad 3. Enlace químico 17
Polaridad del enlace y electronegatividad
5. Propiedades del enlace covalente

18. Unidad 3. Enlace químico 18
Formación de pares iónicos Ciclo de Born-Haber
6. Enlace iónico

19. Unidad 3. Enlace químico 19
donde:
Ke es la constante electrostática de Coulomb.
NA es el número de Avogadro.
Z+ y Z_ son las cargas del catión y del anión, repectivamente.
q es la unidad de carga del electrón.
do es la distancia entre los iones (rcatión+ranión).
A es la constante de Madelung, que se tabula y tiene en cuenta la disposición de los iones en la
red.
n es el factor de compresibilidad y recoge la influencia de las repulsiones que se produce entre los
iones de igual signo del retículo cristalino. También sus valores se encuentran tabulados.
6. Enlace iónico

20. Unidad 3. Enlace químico 20
Energía reticular
6. Enlace iónico

21. Unidad 3. Enlace químico 21
Estructura interna de los cristales iónicos
6. Enlace iónico

22. Unidad 3. Enlace químico 22
Modelo del gas de electrones
7. Enlace metálico

23. Unidad 3. Enlace químico 23
Teoría de bandas
7. Enlace metálico

24. Unidad 3. Enlace químico 24
8. Propiedades de las sustancias según su enlace

25. Unidad 4
Fuerzas intermoleculares

26. 1.Moléculas y geometría molecular
Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
26
MOLÉCULA: Agregado
de estructura fija, estable
y permanente formado
por un número fijo de
átomos, unidos entre sí,
por enlaces covalente.

27. 1.Moléculas y geometría molecular
Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
27
Características de las moléculas:
1.Formadas por átomo o no idénticos
2.De nº variable, desde 2 hasta cientos de
miles(proteínas)
3.Las sustancias que las contienen se llaman sustanicas
moleculares.
4.Su fórmula indica la proporción exacta de la molécula
sin posibilidad de simplificar
5.Es un conjunto de núcleos y electrones( de valencia e
internos)
•Internos: de cada núcleo de átomo participante
•De valencia de o electrones moleculares:
a) libres o no compartidos
b) compartidos

28. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
28
1.Moléculas y geometría molecular
Estructura LEWIS Geometría

29. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
29
1.Moléculas y geometría molecular
Método RPECV
Las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de
valencia que rodean al átomo central se repelen entre sí, adoptando la
disposición espacial que minimice la repulsión electrónica.

30. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
30
1.Moléculas y geometría molecular
Método RPECV( No está basada en la mecánica cuántica)
1. No son orbitales. Pueden albergar un número de e- superior
a dos. Son regiones de alta densidad electrónica.
1. Es sólo un artificio del método RPECV que permite predecir
la geometría molecular

31. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
31
1.Moléculas y geometría molecular
MOLÉCULAS CON ÁTOMO CENTRAL SIN PARES DE
ELECTRONES SOLITARIOS
A= átomo central (de mayor covalencia y el
menos electronegativo)
B= átomo periférico ( H, el más EN)
n= de 2 a 6

32. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
32
2.Geometría de moléculas cuyo átomo central no tiene
pares de electrones solitarios

33. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
33
1.Moléculas y geometría molecular
MOLÉCULAS CON ÁTOMO CENTRAL CON PARES DE
ELECTRONES SOLITARIOS
A= átomo central (de mayor covalencia y el menos electronegativo)
B= átomo periférico ( H, el más EN)
n= de 2 a 5
E= pares de electrones solitarios
m= 1, 2, 3 ó 4

34. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
34
1.Moléculas y geometría molecular
MOLÉCULAS CON ÁTOMO CENTRAL SIN PARES DE
ELECTRONES SOLITARIOS
> >
Repulsión
entre pares
de electrones
solitarios
Repulsión
entre pares
enlazantes
Repulsión
entre par
enlazante y
par solitario

35. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
35
3.Geometría de moléculas cuyo átomo central tiene
pares de electrones solitarios

36. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
36
4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
Se ha estudiado la TEV que justifica la formación de
enlaces por solapamiento de OA que contiene electrones
desapareados. Pero no siempre justifica la realidad de la
molécula.
Esta misma teoría utiliza otra herramienta
ORBITAL HÍBRIDO
“OH”

37. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
37
4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
Hibridación
Proceso pro el cual orbitales atómicos puros se combinan
entre sí, transformándose en otros orbitales diferentes
denominados ”orbitales atómicos híbridos”
Características
1. Se forman tantos OH como OA puros se combinen
2. Todos son idénticos en energía y forma
3. Son muy direccionales. Solapan muy bien con otro OA u OH de otro
átomo. Originan enlaces mucho más fuertes

38. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
38
4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
Hibridación sp

39. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
39
4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
Hibridación sp2

40. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
40
4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
Otros tipos de hibridación

41. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
41
4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
Aplicación a enlaces múltiples
•Aplicación a enlaces
múltiples
•La teoría de la hibridación
•y el método RPECV

42. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
42
5.Hibridación del átomo de carbono
Hibridación sp3

43. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
43
5.Hibridación del átomo de carbono
Hibridación sp2 y sp

44. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
44
6.Propiedades físicas de las moléculas aisladas
RIGIDEZ
PROP
MAGNÉTICAS
PROP
ELÉCTRICAS

45. POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA
Pasos a realizar:
1. Obtener la estructura por Lewis y aplicar el método
RPECV para ver su geometría
2. Detectar los enlaces polarizados y sumar vectorialmente
los momentos dipolares. Si es 0 es apolar, si no lo es ,
es polar.
3. La presencia de pares de e- solitarios en el átomo
central aumenta o disminuye el momento dipolar de la
molécula

46. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
46
7.Fuerzas intermoleculares
Cualquier tipo de interacción entre moléculas que no implique una unión química

47. 7.1. Fuerzas de Van der Waals
7.1.1.De dispersión o de London
7.1.1.1. Dipolo instantáneo + dipolo inducido
7.1.1.2. En todas las moléculas
7.1.1.3. Depende de la polarizabilidad.
* Si es , la fuerza de atracción es  .
* La polarizabilidad  con el nº de electrones , con la masa
molecular, con el volumen y el tamaño de la molécula

48. 7.1. Fuerzas de Van der Waals
7.1.2. Entre dipolos permanentes o fuerzas
de Keeson
7.1. 2.1. Dipolos permanentes
7.1. 2.2. En moléculas polares
* En moléculas de masa semejante a  polaridad  pto de
fusión
* En moléculas de masa diferente, la masa molecular prevalece.
Teniendo en cuenta que
fuerzas de dispersión>fuerzas entre dipolos permanentes

49. 7.1. Fuerzas de Van der Waals
7.1.3. Fuerzas entre dipolo permanente e
inducido o de Debye
7.1.3.1. Dipolo permanentes e inducido
7.1.3.2. Entre moléculas diferentes
molécula apolar+ molécula con μ inducido
* Este tipo justifica la pequeña, que no nula, solubilidad en agua
de disolventes orgánicos apolares como el benceno

50. 7.2.Enlace de hidrógeno
7.2.1. Requisitos
7.2. 1.1.Existencia simultánea de :
* Átomos de H unido a F, O o N
* Átomos muy pños con electrones libres (F,O,N)
7.2. 1.2. Formación
* Caso extremo de interacción dipolar
* Atracción eléctrica entre el núcleo H y el par de e- solitario de
otra molécula vecina.
* Carácter direccional como en el enlace covalente
7.2. 1.3. Características
* Ptos de fusión y ebullición anormalmente altos
* Alta entalpía de vaporización
* Elevada capacidad calorífica (actúa como termostato)

51. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
51
7.2.Enlace de hidrógeno

52. Unidad 4. Fuerzas
intermoleculares
52
9.Propiedades de las sustancias moleculares
.