Autor: Maestro en Ciencias Bioquímicas Genaro Matus Ortega Temario UNAM, Grupo GUTE. Los enlaces químicos, El concepto de enlace químico, Tipos de enlace químico, Enlaces covalentes vs enlaces iónicos, Enlaces covalentes ideales, Enlaces covalentes no polares, Enlaces covalentes polares, Enlaces covalente coordinados, Enlace e hibridación de los electrones, Enlaces y geometría, Fuerzas intermoleculares, Fuerzas de Van der waals, Fuerzas de London, Fuerzas de dispersión, Fuerzas de orientación, Fuerzas hidrofóbicas, Efecto hidrofóbico, Puentes de hidrógeno, Fuerzas no covalentes, Fuerzas intramoleculares, Enlace metálico, Energías de Enlace, Amalgamas y aleaciones.

1. x
. m
o m
Los enlaces químicos
e.c
u t
Autor: Maestro en Ciencias
.g
Bioquímicas Genaro Matus Ortega
w
w
w
Autor: Maestro en Ciencias Bioquímicas Genaro Matus Ortega
genaromatus@excite.com, genaro_matus@hotmail.com

2. El concepto de enlace
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

3. El concepto de enlace
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

4. Concepto de Enlace
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

5. x
. m
o m
e.c
u t
.g
w
w
Supuestos de la Teoría del Orbital Molecular:
• Un orbital atómico puede superponerse con un orbital atómico de otro átomo.
w
• Si ambos orbitales están en fase, el resultado es su refuerzo mutuo y la formación de un orbital
molecular de enlace.
• La interacción de dos orbitales atómicos desfasados conduce a su interferencia y la
consecuente aparición de un orbital molecular de antienlace.

6. Tipos de enlace
x
o Covalente
•
•
. m
Ideal
No polar
Electronegatividad
o m
•
•
Polar
Coordinado
.c
o Iónico
t e
o S–S
Enlace Hibridación
g u o S–P
. o P–P
w o Sencillo
w
Electrones o Doble
w compartidos
o Triple

7. Enlaces covalentes
x
• Covalente ideal . m
o m
e.c
ut
• Covalente No polar
.g
w
w
w

8. Enlaces covalentes
x
• Covalente Polar . m
o m
e.c
ut
.g
• Covalente Coordinado
NH4+
w
w
w

9. TABLA DE ENLACES Y TEMPERATURAS
x
. m
o m
e.c
TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES
u t
.g
w
w
w

10. Enlace covalente coordinado
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

11. Enlace iónico
x
•
. m
Un átomo electropositivo cede electrones a un átomo electronegativo dando lugar a un
ión positivo y a un ión negativo, respectivamente
o m
e.c
u t
.g
w
w
w

12. Enlace iónico
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

13. Enlace Iónico
x
. m
o m
e.c
u t
.g
•
w
La fuerza de atracción entre los dos iones
determina la formación del complejo
molecular.
w
w

14. Los cristales
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

15. En películas
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

16. Enlace covalente ideal
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

17. Enlace covalente Polar
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

18. Enlace iónico
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

19. Mapa Conceptual:
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

20. Según la hibridación de los orbitales
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

21. Según el número de electrones compartidos
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

22. Enlaces sencillos
x
. m
o m
e.c
u t
.g
w
w
w CH3-CH3

23. x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

24. Enlaces dobles
x
. m
o m
e.c
u t
.g
w
w CH2=CH2
w

25. Enlaces p
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

26. x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

27. Enlaces triples
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w CH ≡ CH
w

28. x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

29. x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

30. Enlaces representados por Lewis
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

31. Enlaces y geometría
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

32. x
. m
o m
Las Fuerzas Intermoleculares
e.c
u t
(o interacciones no covalentes)
.g
w
w
w INTER E INTRA

33. Introducción
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

34. x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

35. x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

36. Permanecen aún durante el enlace
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

37. Las fuerzas intermoleculares
x
Las fuerzas de atracción intermolecular se . m
consideran como interacciones de carácter débil y son
posibles debido a las fuerzas electrostáticas que se
generan entre polos opuestos, de dos moléculas
o m
a) Fuerzas Iónicas
.c
idénticas o diferentes.
b) Fuerzas ión-dipolo
t e c) Fuerzas dipolo-dipolo
g u d) Fuerzas dipolo-dipolo inducido
. e) Fuerzas dipolo inducido-dipolo
inducido
w f) Fuerzas hidrofóbicas
w
w

38. Los puentes de Hidrógeno
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

39. Fuerzas iónicas
x
. m
q1
Vacío
q2
o m
r
.c
eF = k q
Coulomb
ut q2 / e r2
F = Q q1 q2
.g 1
En donde e representa la constante dieléctrica u oposición
del medio a conducir una carga eléctrica.
r2
w
w
w

40. Fuerzas electrostáticas débiles ión-dipolo
x
- . m -
+
-
-
+
o m +
+
.c
-
-
+
t e -
+ +
+
-
+
g u -
.
m
w q
w
Vacío
U = k q1 m2 / e r2
w r

41. Las fuerzas de Johanes Didereik
van der Waals (1837-1923 x
. m
o m
Tres tipos de fuerzas:
e.c
dipolos permanentes
u t
• Fuerzas intermoleculares mediadas por
.g
• Fuerzas moleculares de dispersión (o
fuerzas de London),
w
• Fuerzas moleculares de orientación
w
w

42. Interacciones débiles dipolo
permanente-dipolo permanente x
. m
o m
.c
Dipolo permanente Dipolo permanente
t e
g u
.
w Dipolos Realzados
w U = k q1 m2 / e r3
w

43. Las Fuerzas de Fritz London
x
. m
No polar Dipolo instantáneo No polar
m
Dipolo instantáneo
o
Tiempo Tiempo
e.c Tiempo
u t
.g
w Dipolos Instantáneos
w
w

44. Fuerzas electrostáticas de inducción
x
. m
Dipolo instantáneo Molécula No polar
o m
Dipolo instantáneo Dipolo inducido
e.c
u t No polar Dipolo instantáneo No polar Dipolo instantáneo
.g Tiempo Tiempo Tiempo
w
w
Dipolos Instantáneos
w

45. Fuerzas intermoleculares de orientación
x
. m
o m
e.c
-
ut +
.g
w
w
w

46. Fuerzas de van der Waals
x
. m
o m
e.c
u t
.g
w
w
w

47. PUENTES DE HIDROGENO
x
m
Un tipo particular de dipolo permanente dipolo permanente
Un núcleo de Hidrógeno queda parcialmente desnudo exponiendo su
.
carga positiva y generando un polo capaz de interaccionar con otro polo
parcialmente negativo proveniente de un oxígeno o de otro átomo
electronegativo.
o m
e.c
u t
.g
w
w
w
Se muestra los principales donadores y aceptores de los puentes de hidrógeno presentes en las moléculas orgánicas y
en particular en las biomoléculas.

48. Los puentes de Hidrógeno
x
. m
o m
e.c
u t
.g
w
La fuerza de los puentes de hidrógeno depende de:
w
 La diferencia de electronegatividades.
 El arreglo espacial de los átomos donadores y aceptores de los
wpuentes de hidrógeno.
 La distancia entre los núcleos de los aceptores y donadores
 El medio de solvatación donde ocurran los puentes.

49. Magnitud de los puentes de H
xEnergía de
. m estabilización KJ/mol
m
8-21
o
.c
8-21
t e 42
g u 8-21
.
w 4-8
w
w 4

50. FUERZAS HIDROFOBICAS
x
Las moléculas polarizadas del agua juegan un papel importante en la
. m
m
distribución e interacción tanto con moléculas polares como no polares.
o
e.c
u t
.g
w
w
w
Se muestra una celda hidrofóbica o red de puentes de hidrógeno en torno a un soluto no polar añadido en
agua. Es importante notar la estructura ordenada de las moléculas de agua en torno del coloide.

51. Las interacciones débiles son cruciales en la formación de estructuras
macromoleculares así como de su función
x
. m
o m
e.c
u t
.g
w
w
w
La formación de estructuras secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteínas, la
doble hélice del DNA, las interacciones antígeno-anticuerpo, la interacción de
receptores con sus ligandos (neurotransmisores, hormonas, etc), la interacción enzima-
sustrato, etc., son mediadas por los cuatro tipos de interacciones.

52. Energías de enlace
x
Tipo de Enlace Energía necesaria para
romper el enlace . m
Triple
(kcal/ mol)
190 a 200
o m
Doble
Sencillo
e.c
120 a 170
50 a 110
Iónico
Ión-
Ión-dipolo
u t 1 a 50
1 a 25
Puente de
Hidrógeno .g 0.95 a 1. 1.9*
1.9*
0.005 a 1.5
w
van der Waals 0.005 a 1
w Hidrofóbico
w

53. RESUMEN DE ENLACES
x
Tipo de enlace
IÓNICO
Descripción general
. m
Es la fuerza de atracción entre iones con signos contrarios que se forman por la
transferencia completa de electrones desde el átomo con mayor tendencia a
perderlos, al que tiene mayor afinidad por ellos.
Energía de enlace
10-20 kcal/mol
42-84kJ/mol
COVALENTE
•Simple
•Coordinado
•Polar
electrónica semejante
participa en el enlace.
o m
Resulta de compartir electrones entre dos o más átomos que tienen una afinidad
Se forma mediante la donación de un electrón por parte de cada átomo que
Para la unión:
C–C
83 kcal/mol
348 kJ/mol
.c
•Múltiple Ambos elctrones los da uno solo de los átomos que participan en la formación del ___
enlace. O–H
Se establece cuando los electrones del enlace covalente se encuentran más 111kcal/mol
t e
cerca del elemento de mayor electronegatividad. En el enlace se forma un polo
relativamente positivo y otro relativamente negativo.
En algunos compuestos de los átomos comparten más de un par electrónico
464kJ/mol
C–C
146kcal
Enlaces
intermoleculares
(enlaces dobles o triples).
u
Fuerzas de atracción débiles entre diferentes moléculas y iones
g
611kJ/mol
___
PUENTE
HIDRÓGENO
.
DE Interacción dipolo-dipolo. Se establece cuando un átomo de hidrógeno sirve como 2.5kcal/mol
puente entre dos átomos electronegativos, unido a uno con un enlace covalente, y 8-21kJ/mol
w
al otro, con fuerzas de naturaleza electrostática.
FUERZAS DE VAN Son fuerzas electrostáticas transitorias. La atracción se establece entre los 1kcal/mol
DER WAALS extremos de dipolos momentáneos con cargas opuestas. 4kJ/mol
INTERACCIONES
HIDROFÓBICAS
w
Enlaces polares. Las moléculas se reunen conjuntamente asociándose entre sí
en el seno del agua debido a que las interacciones agua-agua son muy fuertes y
1-2kcal/mol
4-8kJ/mol
w
rodean a las moléculas apolares
INTERACCIÓN Es la atracción de un ión positivo por el extremo negativo de las moléculas de un 1. kcal/mol
IÓN DIPOLO disolvente polar (solvatación). Cuando el disolvente es el agua, se dice que las 0.04kJ/mol
partículas de soluto se hidratan.

54. Apéndice
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

55. El enlace metálico
x
. m
o m
e.c
u t
.g
w
Los átomos se hallan unidos entre sí por una nube de electrones de valencia que
w
rodean a los kernels (kernel: núcleo del átomo con los electrones de los niveles de energía inferiores al de valencia, que no entran en
combinación química y que semejan la configuración química del gas noble más cercano).
w

56. El enlace metálico en película
x
. m
o m
e.c
ut
.g
w
w
w

57. Aleaciones : soluciones sólido-sólido
x
. m
o m
e.c
u t
.g
w
w
w
Amalgama: Solución de metal + mercurio

58. x
MAPA CONCEPTUAL PARA EL ALUMNO
. m
o m
e.c
u t
.g
w
w
w