Unidad 2 Actividad 1

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Ingeniería en Energías Renovables 
Química 
Unidad 2 
Actividad 1 
Investigación 
Nombre: Kevin Jared Amaya Amaya 
Maestra: Elsy María Rosales Uc 
 
Nociones de termoquímica (energía de enlace) y evolución del concepto de enlace 
químico. 
Termoquímica: La termoquímica es el área que se dedica al estudio de los intercambios de 
energía producidos en el marco de una reacción química. Antes de adentrarnos en la idea de 
termoquímica, por lo tanto, debemos prestar atención a la noción de termodinámica. 
Energía de enlace: Energía de enlace, es la energía necesaria para romper un mol de 
dichos enlaces. Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto 
inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones 
químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas. 
Evolución del concepto de enlace químico: El alemán Richard Abegg (1869-1910) fue el 
primer investigador que llamó la atención sobre el hecho de que la valencia química debía 
estar relacionada con lo que actualmente se denomina configuración electrónica. Según 
Abegg, un elemento puede variar únicamente en ocho unidades su valencia, pero Abegg 
murió en un accidente de globo y no vivió para ver cómo fueron desarrolladas sus ideas por 
una serie de químicos como Kossel y Lewis. Las ideas de Abegg son de 1904; en 1916 su 
compatriota Albrecht Kossel (1853-1921) introdujo el concepto de la electrovalencia por 
transferencia de electrones de un átomo a otro para formar iones con estructura de gas 
noble. En este mismo año, 1916, el norteamericano Gilbert Newton Lewis (1875-
1946) estableció la teoría del enlace químico por compartición de pares de electrones. 
Lewis no ideó el concepto de enlace covalente, que fue descrito por el también 
norteamericano Irving Langmuir (1881-1957), al introducir dicho término para describir el 
enlace o unión por los electrones apareados o compartidos, que según Lewis era lo esencial 
del enlace para obtener la estructura de gas noble, por tanto se puede afirmar que la teoría 
del enlace covalente se debe a Lewis y Langmuir; pronto se aplicó en la química orgánica, 
reemplazando las líneas de las fórmulas de Kekulé por un par de electrones compartidos. 
Posteriormente el inglés Nevil Vincent Sedgwick (1873-1952) amplió el concepto de 
covalencia a los compuestos inorgánicos, introduciendo la noción de enlace covalente 
coordinado, la cual jugó un importante papel en la química de los compuestos complejos o 
de coordinación. 
En cualquier caso, ambos métodos pueden considerarse complementarios, pues cada uno 
falla donde el otro alcanza sus mejores resultados. No obstante, la mayor parte de los 
cálculos moleculares cuantitativos se hacen en la actualidad empleando el método de 
orbitales moleculares, ya que, a efectos de cálculo, es más sencillo que el método de enlace 
de valencia, y el uso de ordenadores digitales ha hecho posible el cálculo de funciones 
orbitales moleculares muy precisas y abordar el estudio de estructuras moleculares muy 
complicadas. 
 
Por otro lado, el descubrimiento de la difracción de rayos X por los cristales por el 
alemán Laue en 1912 y el subsiguiente desarrollo de la determinación de estructuras 
cristalinas por la familia Braag, condujo a una teoría muy satisfactoria del enlace en 
compuestos iónicos o electrovalentes, en base a interacciones electrostáticas entre iones 
cargados. En 1918 Max Born y Alfred Landé dedujeron una expresión para calcular 
teóricamente las energías de red en la formación de los compuestos iónicos, y al año 
siguiente Born y Fritz Haber propusieron el ciclo que lleva el nombre de ambos para 
calcular energías de red o, alternativamente, electroafinidades. 
 Los trabajos de Peter Debye (1884-1966) sobre momentos dipolares y la teoría de la 
resonancia de Linus Pauling han contribuido, junto a otras aportaciones menos relevantes 
de otros científicos, a establecer la existencia de enlaces intermedios y a aclarar su 
naturaleza. 
Fórmulas desarrolladas de barras y de Lewis de los compuestos químicos 
Formula desarrollada: Una formula desarrollada es un tipo de formula química en la que 
aparecen todos los átomos que forman la molécula y los enlaces entre ellos, solo se emplea 
cuando la formula molecular o semidesarrollada no aporta suficiente información. 
 
Estructura de Lewis: La estructura de Lewis es una representación estructural de una 
molécula cuando se utilizan puntos para mostrar electrones posición alrededor de 
los átomos y las líneas o pares de puntos representan enlaces covalentes entre los 
átomos. El propósito de la elaboración de una estructura de puntos de Lewis es identificar 
los pares de electrones solitarios en moléculas para ayudar a determinar la formación de 
enlace químico. Estructuras de Lewis se pueden hacer para las moléculas que contienen 
enlaces covalentes y para los compuestos de coordinación . La razón es que los electrones 
son compartidos en un enlace covalente. En un enlace iónico , que es más como un átomo 
dona un electrón a otro átomo. 
 
 
https://www.greelane.com/es/ciencia-tecnolog%C3%ADa-matem%C3%A1ticas/ciencia/definition-of-electron-chemistry-604447/
https://www.greelane.com/es/ciencia-tecnolog%C3%ADa-matem%C3%A1ticas/ciencia/definition-of-atom-and-examples-604373/
https://www.greelane.com/es/ciencia-tecnolog%C3%ADa-matem%C3%A1ticas/ciencia/definition-of-covalent-bond-604414/
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https://www.greelane.com/es/ciencia-tecnolog%C3%ADa-matem%C3%A1ticas/ciencia/definition-of-coordination-compound-604413/
https://www.greelane.com/es/ciencia-tecnolog%C3%ADa-matem%C3%A1ticas/ciencia/definition-of-ionic-bond-604536/
Interacciones fuertes (enlaces iónicos, covalente: polar, no polar y coordinado, y enlace 
metálico o Interacciones débiles. 
Enlace iónico: Un enlace iónico (también llamado enlace electrovalente) es un tipo de 
enlace químico que ocurre cuando un átomo cede un electrón al otro, a fin de que ambos 
alcancen estabilidad electrónica. 
Esta unión normalmente se produce entre elementos metales y no metales con diferente 
electronegatividad, lo que significa que los elementos tienen diferente capacidad para atraer 
electrones. En general, los elementos metales están dispuestos a donar un electrón mientras 
que los no metales están dispuestos a tomarlo 
Enlace Covalente: Un enlace covalente es una fuerza que une a dos átomos de elementos 
no metálicos para formar una molécula. Lo fundamental en esa unión es el hecho de que los 
átomos comparten pares de electrones de su capa más superficial (llamada capa de 
valencia) para lograr la estabilidad de la molécula que se ha formado con el enlace. 
A la tendencia de los elementos de alcanzar una configuración estable se le conoce como 
regla del octeto, y es fundamental para la formación de enlaces covalentes y otros tipos de 
enlaces químicos (como los iónicos). 
Dependiendo de la capacidad de los átomos para atraer electrones, los enlaces covalentes 
pueden ser polares o no polares. También pueden ser simples, dobles o triples, según la 
cantidad de electrones que comparten. 
Enlace Covalente polar: Cuando los átomos del enlace covalente tienen 
electronegatividades distintas, los electrones compartidos estarán más próximos al elemento 
de mayor electronegatividad, provocando un reparto desigual de electrones, formando lo 
que se denomina un dipolo eléctrico: una carga parcial negativa δ- sobre el átomo más 
electronegativo y una carga parcial positiva δ+ sobre el átomo menos electronegativo. A 
este tipo de enlace se le llama covalente polar. 
Por ejemplo, entre Cl-H, el átomo de cloro (Cl) al ser más electronegativo (3 Pauling) atrae 
más densidad electrónica que el átomo de hidrógeno (H) (2.1 Pauling), lo cual genera una 
diferencia de electronegatividad de 0.9. Cuando esto ocurrela nube electrónica se modifica 
y se forman polos parciales (el cloro δ- y el hidrógeno δ+). 
En términos generales en un enlace covalente polar el rango de la diferencia de 
electronegatividad es de 0.5 a 1.6. 
Enlace covalente no polar: Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la 
diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. El 
enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con 
muy poca diferencia de electronegatividad. Un ejemplo es la molécula de hidrógeno, la cual 
está formada por dos átomos del mismo elemento, por lo que su diferencia es cero. Otro 
ejemplo, pero con átomos diferentes, es el metano. La electronegatividad del carbono es 2.5 
y la del hidrógeno es 2.1; la diferencia entre ellos es de 0.4 (menor de 0.5), por lo que el 
enlace se considera no polar. 
http://depa.fquim.unam.mx/representaciones/atomo.html
http://depa.fquim.unam.mx/representaciones/elemento.html
http://depa.fquim.unam.mx/representaciones/molecula.html
Enlace Metálico: enlace químico que ocurre entre los átomos de metales entre sí, (unión 
entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se agrupan alrededor de éstos 
como una nube). 
Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie, en este 
enlace todos los átomos envueltos pierden electrones de sus capas más externas, que se 
trasladan más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica (también 
conocida como mar de electrones). 
Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es 
decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco. 
 
Fuerzas Intermoleculares: Puentes de hidrógeno, fuerzas de Van Der Waals y dipolo-
dipolo. 
Puentes de hidrogeno: Los compuestos covalentes HF, H22O y NH3 tienen su punto de 
ebullición más alto de lo que se esperaría para compuestos con hidrógeno y elementos de 
las mismas familias; esto se puede explicar por sus fuerzas de atracción intermolecular que 
son muy intensas debido a la presencia de los puentes de hidrógeno. 
El puente de hidrogeno también se presenta en otras moléculas por ejemplo en las proteínas 
y los ácidos nucleicos. Observa cómo se representa el puente de hidrógeno en las moléculas 
de agua en estado líquido y en estado sólido. 
 
Fuerzas de Van Der Waals: Las fuerzas de Van Der Waals son atracciones débiles que 
mantienen unidas a moléculas eléctricamente neutras; sin embargo, en algún momento estas 
moléculas presentan lo que se denomina un dipolo inducido, es decir, la molécula adquiere 
una carga parcialmente positiva y otra parcialmente negativa, de manera momentánea, 
provocando que se atraigan entre sí por el efecto electrostático generado por la atracción del 
polo positivo de una molécula con el polo negativo de otra. 
https://www.ecured.cu/Enlace_qu%C3%ADmico
https://www.ecured.cu/Electrones
 
Dipolo-dipolo: La interacción dipolo-dipolo consiste en la atracción entre el extremo 
positivo de una molécula polar y el negativo de otra. Es la típica fuerza que tienen 
dos átomos, una de carga negativa y otra de carga positiva. La unión de 2 dos átomos de 
moléculas diferentes forma una sola molécula. Sus cambios son más latentes en 
los sólidos que en los líquidos. 
Las fuerzas electrostáticas entre dos iones disminuyen por el factor 1/d² a medida que su 
separación, aumenta. pero las fuerzas dipolo dipolo varían según 1/d4 (d elevado a la cuarta 
potencia) y solo son eficaces a distancias muy cortas; además son fuerzas más débiles que 
en el caso ion-ion porque q+ y q- representan cargas parciales. las energías promedio de 
interacciones dipolo dipolo son aproximadamente 4 kJ por mol de enlaces, en contraste con 
los valores promedio para energías características de tipo iónico y de enlace covalente 
(~400 kJ por mol de enlaces). las sustancias en las cuales las interacciones dipolo dipolo 
afectan a las propiedades físicas son el fluoruro de bromo BrF, y el dióxido de azufre SO2, 
además de otras muchas moléculas con puentes de hidrogeno, que son un tipo especial de 
interacción dipolo-dipolo. Estas son ligeramente direccionales, es decir, al elevarse la 
temperatura, el movimiento transicional, rotacional y vibracional de las moléculas aumenta 
y produce orientación más aleatoria entre ellas. 
En consecuencia, las fuerzas de las interacciones dipolo dipolo disminuye al aumentar la 
temperatura. Todos estos factores hacen que los compuestos que tienen interacciones dipolo 
dipolo sean más volátiles que los compuestos iónicos. 
 
 
 
 
https://www.quimica.es/enciclopedia/Mol%C3%A9cula.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/%C3%81tomo.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/S%C3%B3lido.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/L%C3%ADquido.html
Propiedades y los estados de agregación en los compuestos químicos en función de los 
tipos de enlace. 
Número atómico 
 
El número atómico indica el número de protones en la corteza de un átomo. El número 
atómico es un concepto importante de la química y de la mecánica cuántica. 
El elemento y el lugar que éste ocupa en la tabla periódica derivan de este concepto. 
Cuando un átomo es generalmente eléctricamente neutro, el número atómico será igual al 
número de electrones del átomo que se pueden encontrar alrededor de la corteza. Estos 
electrones determinan principalmente el comportamiento químico de un átomo. Los átomos 
que tienen carga eléctrica se llaman iones. Los iones pueden tener un número de electrones 
más grande (cargados negativamente) o más pequeño (cargados positivamente) que el 
número atómico. 
Masa atómica 
 
El nombre indica la masa atómica de un átomo, expresada en unidades de masa atómica 
(unas). Cada isótopo de un elemento químico puede variar en masa. La masa atómica de un 
isótopo indica el número de neutrones que están presentes en la corteza de los átomos. La 
masa atómica indica el número partículas en la corteza de un átomo; esto quiere decir los 
protones y los neutrones. La masa atómica total de un elemento es una media ponderada de 
las unidades de masa de sus isótopos. La abundancia relativa de los isótopos en la 
naturaleza es un factor importante en la determinación de la masa atómica total de un 
elemento. 
Electronegatividad de Pauling 
 
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí 
durante el enlace con otro átomo. 
La escala de Pauling es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos 
de acuerdo con su electro negatividad. El premio Nobel Linus Pauling desarrolló esta escala 
en 1932. 
Los valores de electronegatividad no están calculados, ni basados en fórmulas matemáticas 
ni medidas. Es más que nada un rango pragmático. 
Pauling le dio un valor de 4,0 al elemento con la electronegatividad más alta posible, el 
flúor. Al francio, el elemento con la electronegatividad más baja posible, se le dio un valor 
de 0,7. A todos los elementos restantes se les dio un valor entre estos dos extremos. 
Densidad 
 
La densidad de un elemento indica el número de unidades de masa del elemento que están 
presentes en cierto volumen de un medio. Tradicionalmente la densidad se expresa a través 
de la letra griega “ro” (escrita r). Dentro del sistema internacional de unidades (SI) la 
densidad se expresa en kilogramos por metro cúbico (kg/m3). La densidad de un elemento 
se expresa normalmente de forma gráfica con temperaturas y presiones del aire, porque 
ambas propiedades influyen en la densidad. 
Punto de fusión 
El punto de fusión de un elemento o compuesto es la temperatura a la cual la forma sólida 
del elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma líquida. Normalmente se 
asume que la presión del aire es de 1 atmósfera. 
Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0oC, o 273 K. 
Punto de ebullición 
 
El punto deebullición de un elemento o compuesto significa la temperatura a la cual la 
forma líquida de un elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma gaseosa. 
Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera. 
Por ejemplo: el punto de ebullición del agua es de 100oC, o 373 K. 
En el punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera. 
Radio de Vanderwaals 
 
Incluso si dos átomos cercanos no se unen, se atraerán entre sí. Este fenómeno es conocido 
como fuerza de Vanderwaals. 
Las fuerzas de Vanderwaals provocan una fuerza entre los dos átomos. Esta fuerza es más 
grande cuanto más cerca estén los átomos el uno del otro. Sin embargo, cuando los dos 
átomos se acercan demasiado actuará una fuerza de repulsión, como consecuencia de la 
repulsión entre las cargas negativas de los electrones de ambos átomos. Como resultado, se 
mantendrá una cierta distancia entre los dos átomos, que se conoce normalmente como el 
radio de Vanderwaals. 
A través de la comparación de los radios de Vanderwaals de diferentes pares de átomos, se 
ha desarrollado un sistema de radios de Vanderwaals, a través del cual podemos predecir el 
radio de Vanderwaals entre dos átomos, mediante una simple suma. 
Radio iónico 
 
Es el radio que tiene un ion en un cristal iónico, donde los iones están empaquetados juntos 
hasta el punto que sus orbitales atómicos más externos están en contacto unos con otros. Un 
orbital es el área alrededor de un átomo donde, de acuerdo con la probabilidad de encontrar 
un electrón es máxima. 
Isótopos 
 
El número atómico no determina el número de neutrones en una corteza atómica. Como 
resultado, el número de neutrones en un átomo puede variar. Como resultado, los átomos 
que tienen el mismo número atómico pueden diferir en su masa atómica. Átomos del 
mismo elemento que difieren en su masa atómica se llaman isótopos (isotopos). 
Principalmente con los átomos más pesados que tienen un mayor número, el número de 
neutrones en la corteza puede sobrepasar al número de protones. 
Isótopos del mismo elemento se encuentran a menudo en la naturaleza alternativamente o 
mezclados. 
 
Un ejemplo: el cloro tiene un número atómico de 17, lo que básicamente significa que 
todos los átomos de cloro contienen 17 protones en su corteza. Existen dos isótopos. Tres 
cuartas partes de los átomos de cloro que se encuentran en la naturaleza contienen 18 
neutrones y un cuarto contienen 20 neutrones. Los números atómicos de estos isótopos son: 
17 + 18 = 35 y 17 + 20 = 37. Los isótopos se escriben como sigue: 35Cl y 37Cl. 
Cuando los isótopos se denotan de esta manera el número de protones y neutrones no tienen 
que ser mencionado por separado, porque el símbolo del cloro en la tabla periódica (Cl) 
está colocado en la posición número 17. Esto ya indica el número de protones, de forma 
que siempre se puede calcular el número de electrones fácilmente por medio del número 
másico. 
Existe un gran número de isótopos que no son estables. Se desintegrarán por procesos de 
decaimiento radiactivo. Los isótopos que son radiactivos se llaman radioisótopos. 
Corteza electrónica 
 
La configuración electrónica de un átomo es una descripción de la distribución de los 
electrones en círculos alrededor de la corteza. Estos círculos no son exactamente esféricos; 
tienen una forma sinuosa. Para cada círculo la probabilidad de que un electrón se encuentre 
en un determinado lugar se describe por una fórmula matemática. Cada uno de los círculos 
tiene un cierto nivel de energía, comparado con la corteza. Comúnmente los niveles de 
energía de los electrones son mayores cuando están más alejados de la corteza, pero debido 
a sus cargas, los electrones también pueden influir en los niveles de energía de los otros 
electrones. Normalmente los círculos del medio se llenan primero, pero puede haber 
excepciones debido a las repulsiones. 
Los círculos se dividen en capas y subcapas, que se pueden numerar por cantidades. 
Energía de la primera ionización 
 
La energía de ionización es la energía que se requiere para hacer que un átomo libre o una 
molécula pierdan un electrón en el vacío. En otras palabras; la energía de ionización es una 
medida de la fuerza con la que un electrón se enlaza con otras moléculas. Esto involucra 
solamente a los electrones del círculo externo. 
Energía de la segunda ionización 
 
Aparte de la energía de la primera ionización, que indica la dificultad de arrancar el primer 
electrón de un átomo, también existe la medida de energía par a la segunda ionización. Esta 
energía de la segunda ionización indica el grado de dificultad para arrancar el segundo 
átomo. 
 
También existe la energía de la tercera ionización, y a veces incluso la de la cuarta y quinta 
ionizaciones. 
Potencial estándar 
 
El potencial estándar es el potencial de una reacción redox, cuando está en equilibrio, con 
respecto al cero. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de 
oxidación. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de reducción. 
El potencial estándar de los electrones se expresa en voltios (V), mediante el símbolo V0. 
 
Bibliografía 
https://definicion.de/termoquimica/ 
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https://www.ecured.cu/Enlace_met%C3%A1lico
https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad2/tiposdeenlaces/puentehidrogeno
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