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QUÍMICA GENERAL
Docente: 
Mg Rodríguez Chavez Eduardo Daniel
Enlace químico: clasificación, notación de Lewis
Electronegatividad, resonancia, excepciones de Lewis
Geometría molecular y fuerzas intermoleculares
teoría cinética molecular de líquidos y sólidos
Propiedades de los líquidos
CAPÍTULO 1
CONTENIDO DEL CAPÍTULO 1
Al finalizar la sesión, el estudiante diferencia los tipos de enlaces químicos y fuerzas intermoleculares, en base a las leyes químicas para explicar las propiedades de las sustancias y las mezclas.
RESULTADO DE APRENDIZAJE DE LA SESIÓN
2 Na + Cl2 → 2 NaCl
DESARROLLO DEL TEMA
Enlace químico: son fuerzas que mantienen unidos a los átomos con el objetivo de adquirir mayor estabilidad 
RECUERDA:
Cuando los átomos se enlazan entre sí, pueden PERDER, GANAR O COMPARTIR electrones
Enlace químico
En el enlace solo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).
Ejemplo: El enlace en la molécula de agua.
Propiedades y factores que influyen en un enlace
Energía de enlace:
Es la energía transferida en la formación o ruptura del enlace (covalente)
Electrones de valencia:
Son los electrones del último nivel (capa de valencia) estos electrones son los que participan en las uniones químicas.
	– Notación de Lewis
	– Regla del octeto
Electronegatividad (En):
Es la fuerza relativa que tienen los átomos para atraer hacia si mismo los electrones de un enlace.
Electronegatividad
Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.
Los valores de electronegatividad son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.
G.N. Lewis
1916
Teoría de Lewis (Regla del octeto)
Átomos desean ser estables energéticamente
Ganar e- 
Perder e- 
Compartir e- 
Completar 8 electrones en el nivel de valecia
¿Qué hacen los átomos para lograrlo?
ENLACE IONICO
ENLACE COVALENTE
Entonces, todo átomo busca ser ISOELECTRONICO a un gas noble (grupo VIIIA) 
2He = 1s2
10Ne = 1s22s22p6
18Ar = 1s22s22p63s23p6
36Kr = 1s22s22p63s23p64s23d104p6
54Xe = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6
Excepción 
H solo completa 2e- en el nivel de valencia
Átomos
H
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
He
Teoría de Lewis (Regla del octeto)
Enlace iónico y covalente
Enlace iónico
El enlace iónico se establece por transferencia de electrones (uno o más) de un átomo metálico (baja electronegatividad, tendencia a ceder electrones) a un átomo no metálico (electronegatividad elevada, tendencia a captar electrones).
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.
•
•
•• 
•
•
•
•
]2-
•• 
•• 
•
•
•
•
[
[
]2+
Características del enlace iónico
El enlace iónico se efectúa entre un elemento metálico y no metálico.
En compuestos binarios, si la diferencia de electronegatividad (Δ EN) es mayor o igual a 1,7 el enlace es iónico:
Δ EN ≥ 1,7
Ejemplo:
 K Cl 
Δ EN = 3,0 – 0,8 = 2,2 
Ejemplos de aplicación
El cloruro de sodio (NaCl):
Sodio y cloro uniéndose:
Ejemplos de enlace iónico
Ba
•
•
O
•
••
•
••
Mg
•
•
Cl
•
••
••
••
Cl
•
••
••
••
BaO
MgCl2
••
O
••
••
••
Ba
2+
2-
••
Cl
••
••
••
Mg
2+
-
••
Cl
••
••
••
-
Excepciones
 
Los siguientes compuestos no poseen enlaces iónicos, son covalentes, a pesar de que están formados por átomos metálicos y no metálicos:
 BeCl2, BeO BeF2
 
 BeBr2, BeI2 AlCl3 
Los siguientes compuestos son iónicos, poseen enlace iónicos a pesar de que están formados sólo por átomos no metálicos:
 
 NH4NO3	 (NH4)2SO4
Enlace covalente
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).
Clasificación de los enlaces covalentes
Según el número de pares electrónicos enlazantes:
 
Enlace simple: cuando los átomos enlazados se comparten un par de electrones. 
Enlace múltiple: cuando los átomos enlazados comparten más de un par de electrones, estos pueden ser:
– Enlace doble: compartición de dos pares de electrones. 
– Enlace triple: compartición de tres pares de electrones.
 Nota: Según la estabilidad química: Sigma o pi 
Un enlace σ
Un enlace σ más un enlace π
Un enlace σ más dos enlaces π
Según el número de electrones aportados para el par electrónico enlazante:
Enlace covalente normal: cuando cada átomo aporta un electrón en la formación del enlace.
Enlace covalente coordinado o dativo: cuando sólo uno de los átomos aporta el par de electrones enlazante. 
20
Según polaridad del enlace:
Enlace covalente apolar: Cuando la diferencia de electronegatividad de los átomos enlazantes es igual o menor a 0,4. Se forma por la compartición de electrones equitativa por elementos no metálicos. 
 │Δ EN │ ≤ 0,4
Enlace covalente polar: Cuando la diferencia de electronegatividad de los átomos enlazantes es diferente de cero. Los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro 
0,4 < │Δ EN │ < 1,7
Estructura de Lewis para compuestos covalentes
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.
2- Se dibuja una estructura básica lo mas simétrica posible, en general el átomo menos electronegativo ocupa la posición central. 
3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4
C: 1s22s2p2  4e-
H: 1s1  1e- x4= 4e-
8e-
1)
2)
2)
Ejemplo 2: H2CO
C: 1s22s2p2  4e-
H: 1s1  1e- x2= 2e-
O: 1s22s2p4  6e-
12e-
1)
3)
e- de v. libres: 12-6= 6
4)
Ejemplo 1: CH4
C: 1s22s2p2  4e-
H: 1s1  1e- x4= 4e-
8e-
1)
2)
2)
Ejemplo 2: H2CO
C: 1s22s2p2  4e-
H: 1s1  1e- x2= 2e-
O: 1s22s2p4  6e-
12e-
1)
3)
e- de v. libres: 12-6= 6
4)
Ejemplo 3: SiO4-4
Si: 3s2p2  4e-
O: 2s2p4  6e-x4 = 24
+ 4 cargas neg.
32 e-
2)
1)
3)
e- de v. libres: 32-8= 24
4)
Ejemplo 4: SO2
S: 3s2p4  6e-
O: 2s2p4  6e-x2 = 12
+ 4 cargas neg.
18 e-
2)
1)
3)
e- de v. libres: 18-4= 14
4)
Clasificación de enlaces
0 ≤ │EN│ ≤ 0,4
E. Covalente no polar
0,4 < │EN│ < 1,7
E. Covalente polar
1,7 ≤ │EN│
E. iónico
Propiedades según el tipo de enlace
COMPUESTOS IÓNICOS
1.	Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC)
2.	Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..
3.	La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4.	 Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)
5.	Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1.	Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)
2.	Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
3.	La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4.	 Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.
Enlace metálico
APLIQUEMOS LO APRENDIDO
1. Dibuje la estructura de Lewis de los siguientes compuestos
CO2				NO2-1			P2H4
SO3-2		H3PO4 			NH4
Teorías que explican la formación de enlace covalente
Teoría de Enlace Valencia
Esta teoría es un intento de relacionar las ideas cualitativas presentas por Lewis con la teoría de la mecánica cuántica. 
En ellael enlace se forma por el compartimiento de electrones localizado entre ambos núcleos
Teoría de enlace de valencia
Las estructuras de Lewis no explican como se forma un enlace.
La teoría de repulsión de los pares de electrones del nivel de valencia (RPENV) predice la forma o geometría molecular pero tampoco explica como se forma.
Se recurre entonces a la Teoría del Enlace de Valencia como herramienta de soporte.
El enlace se forma cuando:
 1) traslapan o superponen los orbitales atómicos
 2) Los dos e- se comparten en el orbital solapado o traslapado
Enlace sigma, :
 Densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Todos los enlaces sencillos son sigma.
Enlace pi, :
 Densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que une los átomos. 
	- Un enlace doble está formado por enlace  y un .
	- Un enlace triple está formado por un enlace  y dos 
Etino
Enlaces sigma σ
Enlaces pi π
Enlace múltiple
ENLACE TRIPLE
Hibridación
Consiste en la mezcla de orbitales atómicos puros de manera tal que se produzcan un número igual de nuevos orbitales denominados híbridos 
El número y tipo de orbitales atómicos involucrados determina la geometría particular del conjunto de híbridos 
Geometría e hibridación
Brown, T., LeMay, H., Bursten, B., Murphy, C. y Woodward, P. (2014). Geometría molecular y teorías de enlace. Química: La ciencia central. Pearson.
Ejercicio 
¿Cuál es la hibridación y geometría del carbono sombreado según la TEV?
Polaridad de una molécula
¿Por qué el contaminante atmosférico metanol se disuelve en el agua de lluvia pero el contaminante atmosférico tetracloruro de carbono no?
		
 Metanol		 Tetracloruro de carbono
Una de las razones es por su polaridad.
La polaridad de una molécula depende de:
Diferencia de electronegatividad entre sus átomos (polaridad de un enlace)
Geometría molecular
Tener en cuenta que:
Si existen enlaces covalentes polares no significa necesariamente que la molécula es polar.
Para determinar la polaridad de una molécula se utiliza el momento dipolar ()
1. Polaridad de un enlace
Enlaces apolares					Enlaces polares
H – H 						
							H – Cl 
Cl – Cl 						
EN: 2.1 2.1
EN: 3.0 3.0
EN: 2.1 3.0
El momento dipolar es igual a cero.
Molécula apolar.
El momento dipolar es distinto de cero.
Molécula polar.
Geometría molecular (no toma en cuenta los pares libres)
Moléculas del tipo AX2, AX3 y AX4
Ejemplo: CO2
Poseen momentos dipolares de la misma magnitud. La geometría de la molécula hace que los momentos dipolares se cancelen o anulen entre sí, haciendo de estos compuestos moléculas apolares.
Ejemplo: BF3
Ejemplo: CF4
Moléculas con pares de electrones libres en átomo central, son POLARES
Ejemplo: NH3
Ejemplo: H2O
La geometría de la molécula hace que los momentos dipolares se refuercen entre sí, haciendo de estos compuestos moléculas polares.
Fuerzas intermoleculares
Son fuerzas de atracción entre las moléculas. 
Fuerzas de dispersión de London
Dipolo – dipolo 
Puente de hidrógeno
Presente en todas las moléculas:
Apolares
Polares
Presente en todas las moléculas:
Polares
Presente en todas las moléculas:
Polares con enlaces F-H, O-H, N-H
Fuerzas de dispersión de London
Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre moléculas.
Son más intensas en las moléculas más grandes que en las pequeñas. 
Ejemplo: son de mayor magnitud en el Br2, que en el I2, que en el F2.
Dipolo – dipolo 
Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad.
La fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados.
Funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico (HCl)
Puente de hidrógeno
Tipo de atracción dipolar particularmente fuerte, en el cual un átomo de hidrógeno hace de puente entre dos átomos electronegativos, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas. 
Puente de hidrógeno
Ejercicio 
Identifique las fuerzas intermoleculares en todas las moléculas.
Fuerza intermolecular y punto de ebullición
La intensidad de las fuerzas intermoleculares es:
London < Dipolo-dipolo < Puente de hidrógeno
En general, los puntos de ebullición de las sustancias reflejan la magnitud de las fuerzas intermoleculares. En el punto de ebullición se debe brindar suficiente energía para vencer las fuerzas intermoleculares.
Alcohol etílico (C2H6O)
p.e. 78,4 °C
Éter dimetílico
(C2H6O)
p.e. – 24 °C
Se mezclaron 90 mL de acetona (C3H6O) y 10 mL de ácido acético (C2H4O2) para ser separados mediante destilación. Accidentalmente, el técnico de laboratorio confundió las etiquetas de los frascos con sus puntos de ebullición (p.e.). Solo se conoce que los p.e. son 118 °C y 56 °C. Ayude al técnico de laboratorio a etiquetar correctamente cada sustancia.
Acetona
Ácido acético
Ejercicio
En una reacción química se debe utilizar una amina para basificar el medio. Se pensó en dos opciones (A y B) y el encargado del laboratorio se decidirá por la sustancia con mayor solubilidad en agua (H2O). ¿Cuál de ambas sustancias se empleará?
A
Amoniaco
B
Metilamina
Ejercicio
Realice un mapa conceptual con lo aprendido.
Ejercicio
C
H
H
H
H
H
H
C
O
H
H
C
O
H
H
C
O
Si
O
O
O
O
4-
Si
O
O
O
O
4-
S
O
O
S
O
O
S
O
O
F
C
H
F
H
P
Cl
Cl
Cl
C
O
H
C
HH
H
HH
C
O
C
H
HHHH
H
C
C
O
H
H
HH
H
H
C
C
O
O
H
H
H
H
N
H
H
H
N
CH
3
H
H