Semana 3 - 4

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Semana 3 y 4
Temas:
1. Enlace químico: enlace covalente; enlace iónico; enlace metálico; teoría del enlace de valencia; orbital molecular; 
orbitales híbridos
2. Polaridad de enlace: momento dipolar.
3. Geometría molecular 
4. Fuerzas intermoleculares: 
• Fuerzas de van der Waals: atracciones dipolo – dipolo; fuerzas de dispersión de London.
• Enlaces por puente de hidrógeno
Estructura de la materia - El átomo
Modelo atómico de Bohr Limitaciones del modelo de Bohr: el modelo
atómico de Bohr explica el espectro de líneas del
átomo de hidrógeno, pero no puede explicar el
espectro de otros átomos.
Implicaciones del modelo de Bohr: 1. Los
electrones sólo existen en ciertos niveles discretos de
energía, que están descritos por números cuánticos. 2.
La energía tiene que ver con el movimiento de un
electrón de un nivel a oto.
Espectros de emisión de los elementos 
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Estructura de la materia: Modelo Mecánico - Cuántico
El modelo Mecáno-Cuántico
se basa en la teoría cuántica
Implicaciones: magnitudes físicas discontinuas; la luz puede comportarse como una partícula; la
materia puede comportarse como una onda.
● Dualidad onda - particula (Broglie): λ=h/mv 
● Principio de indeterminación (Heisenberg): Δx. Δp ≥ h/4π
● Ecuación de onda (Schrödinger): 
Modelo de Bohr: orbitas Modelo mecáno- cuántico: orbitales
Principal: tamaño y energía
Azimutal: forma geométrica
Magnético: orientación espacial
Spín: sentido de giro del electrón
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Enlace químico - “Una cuestión de electrones”
Un enlace químico es el resultado de la
interacción eléctrica entre los núcleos y los
electrones de los átomos.
- Repulsión entre los núcleos
- Repulsión entre los electrones 
- Atracción entre los núcleos y electrones
● Electrones de valencia
● Símbolos de Lewis
● Electronegatividad
● Regla del octeto 
Tipos de enlace:
● Covalente
● Iónico
● Metálico
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
La electronegatividad: medida de la habilidad de un átomo específico, en una molecula determinada,
para atraer electrones de enlace para sí mismo. Un átomo de alta electronegatividad tiene una alta
energía de ionización (electrones fuertemente retenidos) y alta afinidad electrónica (mucha tendencia
a adquirir electrones).
Electronegatividad
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Gilbert Newton Lewis
(1875 – 1946)
En 1916 Lewis sugirió que los átomos se combinan para formar moléculas que les permita alcanzar
una configuración electrónica más estable. Esta configuración electrónica estable se logra, en la
mayoría de los casos, cuando el átomo alcanza la configuración electrónica de gas noble; ocho (8)
electrones en su último nivel de energía.
Símbolos de Lewis: representación grafica de los electrones de valencia mediante puntos alrededor del símbolo del elemento.
Electrones de valencia y símbolos de Lewis
Tabla 1. Configuración electrónica de los gases nobles. 
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Ejemplo: un átomo de bromo tiene siete electrones de valencia 
Preguntas: 
1. La configuración electrónica del carbono es _______________.
2. En el caso del nitrógeno, el octete se completa si forma enlaces covalentes con otros elementos. Por ejemplo, el diagrama de 
Lewis del NH3 es ______________
http://www.google.com.co/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=imgres&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwiY4vvF7oXSAhVBLSYKHR60DSQQjRwIBw&url=http://www.liceoagb.es/quimiorg/covalente1.html&psig=AFQjCNFrDLwb8HY4vThQ79MmBj-TY2A8XQ&ust=1486827593592860
Enlace covalente 
El enlace covalente se produce entre dos átomos o grupos de átomos, que para
alcanzar el octeto estable, se comparten electrones del último nivel de energía;
ninguno de los átomos que se combinan pierde o gana electrones. Este tipo de
enlace se produce entre elementos no metalicos electronegativos.
Electronegatividad: 2.1
Configuración electrónica: 1s1
3.0
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p61s2
Tipos de enlace covalente
● Covalente puro o no polar
● Covalente polar
● Covalente coordinado
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Hidrógeno Cloro Cloruro de hidrógeno (HCl) 
• En la formación del enlace covalente se desprende energía, con lo cual el estado energético de la molécula formada es 
menor que el de los átomos individuales, adquiriendo, por tanto, estabilidad. 
• En el enlace covalente, los núcleos de los átomos son atraídos electrostáticamente por la nube de electrones que 
rodean a ambos. 
Enlace iónico
El enlace iónico se produce por la existencia de fuerzas electrostáticas atractivas entre
iones de distinto signo; los iones se forman por transferencia de electrones entre un
átomo de bajo potencial de ionización, que cede algún electrón, y otro de elevada
afinidad electrónica, que los capta.
Ejemplo:
Transferencia de electrones
0.9 
1s2 2s2 2p6 3s1
3.0
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p61s2 2s2 2p6
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Enlace metálico
El enlace metálico se produce cuando se combinan átomos metálicos entre sí. En este
tipo de enlace los iones metálicos positivos (debido su baja energía de ionización, los
átomos metálicos tienden a ionizarse) están rodeados por una nube de electrones
deslocalizados; la atracción electrostática entre carga positiva (del catión) y negativa
(del electrón) mantiene fuertemente unidos a todos los átomos del metal.
1s2 2s1
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
HBr
Enlace covalente - polaridad de enlace 
H2
Enlace covalente no polar Enlace covalente polar
La polaridad de enlace es la distribución de la carga eléctrica sobre los átomos unidos por el enlace.
Tipos de moléculas:
1. Molécula diatómica homonuclear 2. Molécula diatómica heteronuclear 
Molécula compuesta por dos átomos del mismo elemento; la carga Molécula compuesta por dos átomos de distintos 
eléctrica esta repartida por igual entre los dos átomos. elementos; la diferencia de electronegatividad ocasiona 
un reparto desigual de la nube electrónica compartida
Las moléculas que presentan una distribución de
cargas desigual se denominan dipolos; en las cuales
se crea un campo eléctrico denominado momento
dipolo (µ)
µ = Q x r
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Consultar:
Para cada una de las siguientes moléculas, determinar si tendría un momento 
dipolo (polar o no polar)
a. IBr (bromuro de yodo)
b. BF3 (trifluoruro de boro)
Preguntas: electronegatividad y tipos de enlace 
Falso o verdadero [1 a 3]
1. La polaridad de un enlace se basa en la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos unidos por el enlace.
2. Según la escala de Linus Pauling, el enlace de dos átomos que tengan una diferencia de electronegatividad mayor a 1.7 se
considera un enlace covalente.
3. En un enlace iónico, el par de electrones se concentraran alrededor del átomo más electropositivo.
Problema
4. Cuatro átomos se designan arbitrariamente como A, B y C. Sus electronegatividades son 3.5, 1.7 y 3.2, respectivamente. Si los
átomos forman las moléculas AB, AC y BC. Clasifique los enlaces como iónico, covalente polar y covalente puro.
Relacione los siguientes enunciados con la imagen que le corresponda
a. Enlace covalente puro
b. Enlace covalente polar
c. Enlace iónico
1 2 3 
δ+ δ- + -
El enlace químico y la mecánica cuántica
A. El comportamiento de los átomos está
determinado por los electrones que
rodean a los núcleos y, más
concretamente, por los electrones de la
capa de valencia.
B. Los electrones se localizan en
orbitales atómicos, que son las zonas
que rodean al núcleo donde existe la
máxima probabilidad de encontrarestos electrones.
C. Cada orbital queda definido por un
conjunto de tres números,
denominados números cuánticos;
definen la energía, tamaño, forma y
orientación espacial.
D. Los electrones se distribuyen en estos
orbitales siguiendo el principio de
Aufbau o de la menor energía, principio
de exclusión de Pauli y el principio de
Hund o máxima multiplicidad.
Enlace químico 
Dentro de la mecánica cuántica hay dos modelos para explicar el enlace quimico: 
A. Modelo de enlace de valencia (EV)
[ W. Heitler, F. London, J. Slater, L. Pauling]
“el traslape de orbitales permite a dos electrones
con espín opuesto compartir el espacio común
entre los núcleos y formar así un enlace covalente”
B. Modelo de orbitales moleculares (OM)
[F. Hund y R. Mullinken]
“los electrones ocupan orbitales, denominados
orbitales moleculares que se distribuyen por toda la
molecula; los electrones de valencia estan
deslocalizados sobre la molecula entera, no
confinados a enlaces individuales”
Enlace químico
Enlace sigma (σ): enlace covalente formado por el
traslape por los extremos de orbitales, con la densidad
electrónica concentrada entre los núcleos de los
átomos enlazados:
orbital s + orbital s orbital p + orbital s orbital p + orbital p
Enlace pi (π): enlace covalente formado por el traslape
lateral de los orbitales, con la densidad electrónica
concentrada arriba y abajo del plano que forman los
núcleos de los átomos enlazados
Consultar: 
1. En los enlaces carbono – carbono:
a. Todos los enlaces sencillos son enlaces _________
b. Un doble enlace se compone de un enlace _____ y un enlace _______
c. Un triple enlace se compone de un enlace ______ y dos enlaces ______
2. Todos los enlaces carbono – hidrógeno son enlaces:
a. sigma (σ)
b. pi (π)
sigma (σ)
Orbitales moleculares (OM) 
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Cuando los átomos se combinan para formar una molécula, el número de orbitales en la molécula es igual al número de
orbitales en los átomos que se combinan.
Hidrógeno molecular (H2)
H H H2
1S1 1S1 
Interferencia constructiva parcial de las ondas estacionarias de la función de onda del electrón 
Interferencia destructiva parcial de las ondas estacionarias de la función de onda del electrón 
En la teoría del orbital molecular la unión de los dos
átomos de hidrogeno es una interferencia constructiva
parcial entre las funciones de onda estacionarias de
los orbitales 1s
Cuando se combinan dos átomos, cada uno
con un orbital atómico, se forman dos
orbitales moleculares; uno es un orbital
molecular de enlace (de menor energía que
los orbitales atómicos) y el otro es un orbital
molecular de antienlace (de mayor energía
que los orbitales atómicos)
OM de enlace
OM de antienlace
La geometría molecular como resultado de la combinación de orbitales atómicos
El ordenamiento tridimencional de los atomos en una molécula se llama geometría molecular.
• Modelo de la repulsión de los pares
electrónicos de la capa de valencia
(RPECV): “la geometría que la
molécula asume es tal que la
repulsión se minimiza”
• Cuando interaccionan orbitales en el
mismo átomo, éstos forman orbitales
atómicos híbridos (definen la
geometría de los enlaces).
Orbitales híbridos 
• sp
• sp2
• sp3
• La forma general de una molécula
determina la forma en que las
moléculas interaccionan.
• La forma de una molécula esta
determinada por sus ángulos de
enlace y la longitud de enlace
Pares electrónicos Orbitales atómicos Orbital híbrido Disposición de los electrones 
2 Un s + un p sp Lineal
3 Un s + dos p sp2 Plano - triangular
4 Un s + tres p sp3 Tetraédrica
5 Un s + tres p + un d sp3d Bipiramidal trigonal
6 Un s + tres p + dos d sp3d2 Octaédrica
Tabla 2. Hibridación y disposición de los pares electrónicos 
Lineal
Plano - triangular
Tetraédrica
Preguntas: geometria molecular 
Complete la información:
Compuesto
Pares electrónicos 
Disposición de los electrones Forma de la molécula 
Hibridación del 
átomo central Enlazantes No enlazantes
NH3 3 1 Tetraédrica Piramidal sp3
H2O
Consultar: Chang (2013), capítulo 10.
Orbitales híbridos 
Los orbitales híbridos resultan de la interacción de orbitales atómicos dentro de un átomo para formar
nuevos orbitales. Los orbitales atómicos híbridos son los que se superponen en la formación de los
enlaces.
sp
sp2
sp3
Metano
http://www.google.com.co/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwj2peuGm6DLAhXMFh4KHfQADqwQjRwIBw&url=http://es.slideshare.net/ssuser0cb8d7/enlace-quimico-2&psig=AFQjCNGkVyUA2qnBx7UpZYAzxdRqrKGIkQ&ust=1456946560716185
http://www.google.com.co/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwiQ8ajhvI7LAhUGGh4KHZHGBUMQjRwIBw&url=http://www7.uc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3C/3C2/&psig=AFQjCNGkZE7t3EhmokW4LiOv5zIqZSwohw&ust=1456337111348238
La geometría molecular como resultado de la combinación de orbitales atómicos
El ordenamiento tridimencional de los atomos en una molécula se llama geometría molecular.
Fuerzas 
intermoleculares
Interacciones entre las moléculas
1. Fuerzas de van der Waals 
 Atracciones dipolo – dipolo
 Fuerzas de dispersión de London 
2. Enlaces por puente de hidrogeno
HBr
Enlace polar
Dipolo eléctrico
Fuerzas intermoleculares
Interacciones entre las moléculas 
1.Atracciones dipolo – dipolo
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
HBr
Molécula polar
Enlace polar
Dipolo 
permanente
Fuerzas intermoleculares
2. Fuerzas de dispersión de London 
Molécula no polar
Enlace no polar
Dipolo instantáneo
He
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
Fuerzas intermoleculares
3. Enlaces por puente de hidrógeno
Es un tipo especial de atracción intermolecular entre el átomo de hidrogeno de un enlace polar y un par de 
electrones no enlazantes de un ion o átomo pequeño electronegativo cercano
Véase Chang (2013)
Véase Brown (2014)
http://4cdsfernandezmaria.blogspot.com/2015/09/agua-y-puentes-de-hidrogeno.html
Preguntas: fuerzas intermoleculares 
1. Qué tipo de fuerza de atracción intermolecular aparece en cada uno de los siguientes casos:
Falso o verdadero
2. La intensidad de las fuerzas de dispersión de London aumenta al aumentar el peso molecular
3. Las fuerzas dipolo – dipolo aumentan en intensidad al incrementarse la polaridad
Referencias
1. Clasificación: 540/B881q 2014. Autor principal: Brown, Theodore L. Título: Química la ciencia central. Edición: 12a ed.
Área de Publicación: Estado de México: Pearson Educación, 2014.
2. Clasificación: 541/C454. Autor principal: Chang, Raymond. Título: Química. Edición: 11a ed. Área de Publicación:
México: McGraw-Hill Education, 2013.
3. Clasificación: 540.7/G624q. Autor principal: Golwhite, H. Spielman, J.R. Título: Química Universitaria. Edición: Primera
edición. Área de Publicación: Florida, USA. Compendios Universitarios HBJ. 1989.
4. Clasificación: 540.1/P498q 2011. Autor principal: Petrucci, Ralph H. Título: Química general. Edición: 10a ed. Área de
Publicación: Madrid: Pearson Educación, 2011.
5. Clasificación: 541/R427. Autor principal: Requena Alberto, Bastidas Adolfo. Título: Química física. Problemas de
termodinámica, Cinética y Electroquímica. Edición: Primera edición. Área de Publicación: México, Alfaomega Grupo
editor, S.A. 2012.
6. Clasificación: 540/W624. Autor principal: Whitten Kenneth, Davis Raymond. Título: Química general. Edición: 8a Ed.
Área de Publicación: Editorial Thomson Brooks/Cole. 2007.