1. Plantel 59
BLOQUE 5
INTERPRETA ENLACES
QUÍMICOS E
INTERACCIONES
INTERMOLECULARES
Q.F.B Isrrael Chaparro Félix
QUIMICA I
10 HORAS

2. DESEMPEÑOS DEL ESTUDIANTE
1. ELABORA ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS
CON ENLACES IONICOS Y COVALENTES.
2. DEMUESTRA EXPERIMENTALMENTE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IONICOS Y COVALENTES.
3. EXPLICA LAS PROPIEDADES DE LOS METALES A PARTIR DE LAS TEORIAS DEL
ENLACE METALICO.
4. VALORA LAS AFECTACIONES SOCIOECONOMICAS QUE ACARREA LA OXIDACIÓN DE
LOS METALES.
5. PROPONE ACCIONES PERSONALES Y COMUNITARIAS VIABLES PARA OPTIMIZAR EL
USO DE AGUA.
6. EXPLICA LAS PROPIEDADES MACROSCOPICAS DE LOS LIQUIDOS Y GASES, A PARTIR
DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES QUE LOS CONSTITUYEN.
7. EXPLICA LA IMPORTANCIA DEL PUENTE DE HIDROGENO EN LA CONFORMAIÓN DE
LA ESTRUCTURA DE LAS BIOMOLECULAS.

3. ENLACE QUÍMICO
Fuerza de unión
entre dos o más
átomos
Se basa en la
VALENCIA del átomo
electrones presentes
en el último orbital
Otorga estabilidad
Basado en regla del
octeto
7N: 1s2 2s2 2p3 5 electrones
Grupo V A

4. ESTRUCTURA DE LEWIS
Representación gráfica de
los electrones de valencia
se distinguen
Electrones no
enlazantes
Electrones
de enlace

5. TIPOS DE ENLACE
Enlaces
Interatómicos
Enlace Iónico
Enlace Covalente
Enlace Metálico
Unión entre iones
de cargas opuestas
Unión por
“compartición” de
electrones
Unión entre átomos
por electrones
deslocalizados y
móviles

6. ENLACE IÓNICO
Unión entre iones
de cargas opuestas
Se establece entre elementos con gran
diferencia de electronegatividades
Transferencia de
electrones
Metal No Metal
IA – IIA VIA – VIIA
1,7

7. [ ]2+ [
•••• ]2- ••
NaCl
EEnnllaaccee IIóónniiccoo
El enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más) de un
átomo metálico a un átomo no metálico.
El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un
anión.
Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática.
• •
••
••
••
••
En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o
perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la
configuración electrónica de gas noble, es decir completa su octeto.

8. EEnnllaaccee IIóónniiccoo

9. EEnnllaaccee IIóónniiccoo
Formación de NaCl

10. ENLACE COVALENTE
Unión por
“compartición” de
electrones
Núcleos atraen
electrósferas de átomos
opuestos
Núcleos y electrósferas
de átomos se repelen
entre sí
Unión existe si fuerza de atracción es
mayor que fuerza de repulsión
Enlace
Covalente
Apolar
Enlace
Covalente
Polar
Enlace
Covalente
Coordinado

11. ENLACE COVALENTE
Enlace
Covalente
Apolar
Polar
Coordinado
Δ E.N. ≈ 0
Δ E.N. ≤ 1,7
núcleos ejercen una fuerza
de atracción equivalente
un núcleo tiene mas fuerza
que (enlace otro para perfecto)
atraer
electrones de enlace
e.g. moléculas
se monoelementales
establecen dipolos
diatómicas También es (un O2, enlace
H2, N2)
covalente polar
Los electrones
“compartidos” provienen
de un solo átomo.

12. EEnnllaaccee CCoovvaalleennttee.. TTeeoorrííaa ddee LLeewwiiss
El enlace covalente se establece por compartición de uno o mas pares de
electrones entre dos átomos de elementos no metálicos (elevada
electronegatividad)
En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración
electrónica de gas noble (octeto completo).

13. EEnnllaaccee CCoovvaalleennttee
Molécula de flúor
O – H
H
H –N – H
H

14. Si los átomos comparten
un par de electrones: enlace covalente sencillo
EEnnllaaccee CCoovvaalleennttee
dos pares de electrones: enlace covalente doble
Molécula de oxígeno
tres pares de electrones: enlace covalente triple
Molécula de nitrógeno

15. Molécula de agua
EEnnllaaccee CCoovvaalleennttee
Molécula de oxígeno Molécula de nitrógeno

16. EEnnllaaccee CCoovvaalleennttee NNoo PPoollaarr yy PPoollaarr
Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:
 No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones
son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces
el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por
ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos
átomos.Existe una distribución simétrica de los electrones.
H-H
Cl2
 Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son
compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces
el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los
electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución
de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -,
constituye un dipolo eléctrico.
d+ d-
H Cl H Cl
HI y H2O
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los
átomos unidos.

17. EEnnllaaccee CCoovvaalleennttee NNoo PPoollaarr yy PPoollaarr
H Cl δ+ δ-
H H
Cl Cl

18. EEjjeemmppllooss eennllaaccee iióónniiccoo
Ba •
•• BaO
• • O
••
•
••
Mg •
•
••
•Cl
••
••
••
•Cl
••
MgCl2
2+ 2-
••
•• Ba
•• O••
Iones unidos por fuerzas
••
••
electrostáticas
•• Cl
••
- 2+
Mg
••
••
•• Cl
••
-
Iones unidos por fuerzas
electrostáticas

19. EEjjeemmppllooss eennllaaccee ccoovvaalleennttee
N•
• •
• •
•• •• • • N N
N N
1 enlace covalente apolar triple
N2 N•
• •
•
• •
• •
• •
• • • •
• •
d+ d- d+
3 enlaces covalentes polares
sencillos
• •
• • H• H•
NH3 •N
H •
H N H
H
H N H
H
d+

20. EEjjeemmppllooss eennllaaccee ccoovvaalleennttee
• C O• • • • • •
•
•
•
•
•
•
• •
•O
C O O •
••
• •
• ••
••
••
O • C •
O• ••
• ••
••
••
d- d+ d-
C O O ••
••
••
••
2 enlaces covalentes polares
dobles
CO2

21. EEjjeemmppllooss eennllaaccee ccoovvaalleennttee

22. ENLACE METALICOS

23. EEnnllaaccee MMeettáálliiccoo
El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los
átomos metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo
estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas
especialmente estables.
Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que
se ordenan en forma de redes, los electrones liberados se
deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa región entre
los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de
"nube electrónica".

24. EENNLLAACCEESS
IINNTTEERRMMOOLLEECCUULLAARREESS

25. EEnnllaacceess iinntteerrmmoolleeccuullaarreess
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre
moléculas con enlace covalente.
Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se
encuentran en estado sólido o líquido.
Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos clases:
– Enlace por fuerzas de Van der Waals
• Fuerzas de dispersión
• Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas de orientación
– Enlace por puentes de hidrógeno

26. EEnnllaacceess iinntteerrmmoolleeccuullaarreess
Enlace por fuerzas de Van der Waals dipolo-dipolo
Se presentan entre moléculas covalentes polares.
Se deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas.
Las moléculas polares se atraen entre sí
debido a las atracciones entre sus dipolos

27. EEnnllaacceess iinntteerrmmoolleeccuullaarreess
Enlace por fuerzas de Van der Waals de dispersión
Se presentan entre moléculas covalentes apolares.
Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con el
movimiento de los electrones.

28. EEnnllaacceess iinntteerrmmoolleeccuullaarreess
Enlace por puentes de hidrógeno
Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento
muy electronegativo: F, N, O.
Moléculas de agua
También presentan este tipo de
enlace otras moléculas como HF,NH3
y otras muchas moléculas orgánicas.
Al estar unido el átomo de hidrógeno con
un elemento muy electronegativo, oxígeno
en este caso, el par de electrones del
enlace estará muy atraído por éste último.
En la molécula de agua se forman dos
polos, O polo negativo y H polo positivo.
Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una
molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno.

29. EEnnllaacceess iinntteerrmmoolleeccuullaarreess
Enlace por puentes de hidrógeno

30. GEOMETRÍA MOLECULAR
Explica la forma
tridimensional de la molécula
Modelo de Repulsión de
Electrones de la Capa de Valencia
(VSEPR)
tipos de
moléculas
Con pares de
electrones libres en
el átomo central
Sin pares de
electrones libres
en el átomo central
Electrones libres repelen
a electrones enlazantes
Electrones enlazantes
mantienen equidistancia

31. BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6
2 pares de e-de
enlace
3 pares de
e- de enlace
4 pares de e-de
enlace
Cl
5 pares de e-de
enlace
F F
6 pares de e-de
enlace
180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º
Lineal Triangular
plana
Tetraédrica Bipirámide
trigonal
Octaédrica
Cl ¾ Be ¾ Cl
F ¾ B ¾ F
F
H
H¾ C ¾ H
H
Cl ¾ P
Cl
Cl Cl
F ¾ S ¾ F
F F
MOLÉCULAS SIN PARES DE ELECTRONES
LIBRES

32. MOLÉCULAS CON PARES DE ELECTRONES
DE ENLACE
SnCl2 PE=2
PL=1
Angular
ángulo menor
120º
NH3 PE=3
PL=1
Pirámide
trigonal
107º
H2O PE=2
PL=2
Angular
105º
Cl ¾ Sn ¾ Cl
H¾ N ¾ H
H
H ¾ O ¾ H

33. MOLÉCULAS CON PARES DE ELECTRONES DE
ENLACE
SF4 PE=4
PL=1
Balancín
F ¾ S ¾ F
F F
ClF3 PE=3
PL=2
Forma de
T
F ¾ Cl ¾ F
F
BrF5 PE=5
PL=1
Pirámide
cuadrada
F
XeF4 PE=4
PL=2
Plano
cuadrada
F ¾ Br ¾ F
F F
F ¾ Xe ¾ F
F F

34. TTIIPPOOSS DDEE SSUUSSTTAANNCCIIAASS
RReellaacciióónn eennttrree eell ttiippoo ddee eennllaaccee yy ssuuss
pprrooppiieeddaaddeess

35. Sustancia
Iónica
Sustancia
Metálica
Sustancia
Atómica
Sustancia
Molecular
Partículas
constituyentes Cationes y Aniones
Cationes y electrones
deslocalizados
Átomos Moléculas
Tipos de
uniones
Fuerzas
electrostáticas
Enlace iónico
Fuertes
Fuerzas
electrostáticas
Enlace metálico
Fuertes o Débiles
Compartición de
pares de electrones
Enlace covalente
Muy Fuertes
Uniones
intermoleculares
Van der Waals
Enlace de hidrógeno
Débiles
Au3+ e-
C
H2O
Tipos de sustancias

36. Tipos de sustancias
Sustancia
Iónica
Sustancia
Metálica Sustancia Atómica Sustancia Molecular
Partículas
constituyentes Cationes y Aniones Cationes y electrones
deslocalizados Átomos Moléculas
Tipos de
uniones
Fuerzas electrostáticas
Enlace iónico
Fuertes
Fuerzas electrostáticas
Enlace metálico
Fuertes o Débiles
Compartición de pares
de electrones
Enlace covalente
Muy Fuertes
Uniones intermoleculares
Van der Waals
Enlace de hidrógeno
Débiles
Propiedades
mecánicas Duras y frágiles Duras o blandas Muy duras Muy blandas
Propiedades
eléctricas Aisladoras Conductoras Aisladoras Aisladoras
Puntos de fusión Altos Moderados o altos Muy altos Bajos o moderados
Solubilidad Solubles en agua y
disolventes polares
Insolubles en todos los
disolventes
Solubles en otros metales en
estado líquido (aleaciones)
Insolubles en todos los
disolventes
Apolares: insolubles en
disolventes polares, solubles
en disolventes no polares
Polares: solubles en
disolventes polares, insolubles
en disolventes no polares
Otras
propiedades
Fundidos o disueltos
conducen la electricidad
Quebradizos
Brillo metálico
Gran densidad
Dúctiles y maleables
Ejemplos NaCl, K2CO3, CaF2 Na, Fe, Al, Cu B, C: diamante y grafito,
Si, Ge, As, Sb, SiO2, SiC, NB
O2 ,Cl2, CO2, H2O, etanol: C2H5OH, S8,
Naftaleno: C10H10

37. Sustancias iónicas
• Sólidos duros
Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que
constituyen el sólido iónico son fuertes,
• Frágiles, quebradizos
• Puntos de fusión elevados
• Solubles en agua y disolventes polares
Esto se debe a que al ser golpeado y
distorsionarse el cristal, se produce
una aproximación de iones de carga
del mismo signo, que se repelen
entre sí.
Las fuerzas de atracción electrostática entre los
cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son
fuertes,
• No conducen la electricidad en estado sólido, disueltos o fundidos
son conductores.
En estado sólido son los electrones están firmemente sujetos por los iones y los iones están
firmemente unidos en la red cristalina y no poseen capacidad de desplazamiento .
Disueltos o fundidos, al poder moverse los iones, conducen la corriente eléctrica.

38. Sustancias metálicas
• Sólidos duros o blandos
excepto el mercurio
• Dúctiles y maleables
La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte,
dependiendo del tamaño de los cationes y del número de
electrones de valencia que constituyan la nube electrónica,
responsable de la unión entre cationes.
• Puntos de fusión moderados o altos
La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número
de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes.
• Insolubles en todos los disolventes
La deformación de un metal no implica ni
rotura de enlaces ni mayor aproximación de
iones de igual carga.
Se disuelven en otros metales en estado líquido formando aleaciones
• Buenos conductores eléctricos y térmicos
Debido a la movilidad de los electrones.
• Brillo metálico
• Densidad elevada

39. Sustancias moleculares
• Gases y líquidos, los sólidos son muy blandos
• Puntos de fusión bajos
• Aisladoras
• Solubilidad
En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy
débiles
En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy
débiles
No tienen cargas libres.
 Las sustancias formadas por moléculas no polares (o poco polares) son
prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua.
Solubles en disolventes no polares (o poco polares) como los disolventes
orgánicos: éter, benceno, CCl4 etc.
 Las sustancias formadas por moléculas polares son solubles en
agua (sobre todo, si pueden formar puentes de hidrógeno con
ella) y en otros disolventes polares.
Son insolubles en disolventes no polares.
La disolución sólo ocurre si las fuerzas de atracción entre las moléculas del soluto y del disolvente son de la
misma naturaleza y parecida intensidad. En caso contrario, las moléculas de la sustancia y del disolvente
tienden a quedar en grupos distintos; es decir, no hay disolución.

40. Sustancias atómicas
• Sólidos muy duros
• Puntos de fusión muy altos
• Insolubles en todos los disolventes
• Aisladoras
grafito
Los átomos están unidos por enlaces
covalentes
muy fuertes
Los electrones carecen de libertad de desplazamiento, están localizados en los enlaces covalentes

41. SÍNTESIS
Valencia
octeto otorga
estabilidad
electrones de la
última capa
enlace químico
enlace iónico enlace covalente
transferencia de
electrones
“compartición” de
electrones