el enlace quimico

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Enlace químico y cantidad de 
sustancia 
Prof. Diana Montes Grajales 
Enlace químico 
• Es la fuerza que mantiene unidos a los 
átomos en un elemento o compuesto. 
Tipos de 
enlace 
Iónico 
Covalente 
Polar 
Apolar 
Covalente 
coordinado 
Consultar las características de cada uno de estos tipos de enlace y dar 
ejemplos 
Ley del octeto 
• Se alcanza la máxima estabilidad cuando 
alcanza la configuración del gas noble 
más cercano a él. 
Diferencia de electronegatividad 
 
Menor de 1.7  Es covalente 
Mayor de 1.7  Es iónico 
Valores de electronegatividad 
Prediga si su enlace será iónico o covalente: HCl, H2, FeO, CO, SO, NO, HgO, MgO 
Enlace iónico 
Los compuestos iónicos no tienen formula molecular sino formula de 
red iónica. 
Enlace covalente 
Un enlace covalente 
entre dos átomos o 
grupos de átomos se 
produce cuando estos 
átomos se unen, para 
alcanzar el octeto 
estable, comparten 
electrones del último 
nivel 
Polaridad del enlace 
Enlace covalente polar Enlace covalente apolar 
Dióxido de 
carbono 
Amoniaco 
Agua 
Enlace covalente coordinado 
• Es necesario que el otro átomo tenga por 
lo menos un orbital vacío para albergar los 
electrones 
El ácido sulfúrico. H2SO4 
Enlace metálico 
Este tipo de enlace está presente en los metales y aleaciones al construir 
cristales metálicos. 
En esta red cristalina de iones metálicos los electrones de valencia se 
intercambian rápidamente. 
Este tipo de enlace presenta propiedades como punto de fusión y 
ebullición generalmente elevados, brillo metálico, tenacidad, dureza, 
maleabilidad, ductilidad, alta conductividad eléctrica y térmica. 
El enlace metálico lo presenta todos los metales, aleaciones como los 
aceros, amalgamas de mercurio, aleaciones de cobre etc. 
Puente de hidrógeno 
• Un enlace por puente de hidrógeno o enlace de hidrógeno es la 
fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de 
hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. 
Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo 
de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí 
el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con 
un enlace covalente a átomos de hidrógeno. 
Fuerzas de van der Waals 
• En fisicoquímica, las fuerzas de Van der Waals o 
interacciones de Van der Waals, es la fuerza 
atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre 
partes de una misma molécula) distintas a 
aquellas debidas al enlace covalente o a la 
interacción electrostática de iones con otros o con 
moléculas neutras. 
Electrones de valencia 
• 1. Hallar el número de electrones de 
valencia suministrados por los átomos en 
una estructura. Para un ion negativo 
aumente el número tantas cargas, para un 
ion positivo disminuye el grupo en la carga 
del ion. 
Estructuras de Lewis 
2. Determinar el # de electrones requeridos 
para suministrar 2e- por cada átomo de 
hidrógeno individualmente y 8 e- a cada uno 
de los demás átomos. 
 
• # de electrones req=2(H)+8(otros átomos) 
 
Estructuras de Lewis 
3. El numero obtenido en el segundo paso 
menos el numero de electrones en el paso 1 
es el numero de electrones que se 
comparten en la estructura final o de enlace. 
Estructuras de Lewis 
4. La mitad del numero de electrones de 
enlace es el numero de enlaces. 
 
Estructuras de Lewis 
5. Escriba los símbolos en forma en que se 
encontraba en la estructura, indique los 
enlaces covalentes mediante uniones entre 
los símbolos y luego use lo que quede para 
hacer enlaces múltiples (los átomos de 
hidrogeno están limitados a enlaces únicos). 
Estructuras de Lewis 
6. El número total de electrones del paso 1 
menos el numero de electrones en el paso 
3, es el numero de electrones sin compartir, 
complete el octeto de electrones, agregando 
electrones sin compartir. 
 
 
Estructuras de Lewis 
Moléculas deficitarias de electrones 
BF3 
Trifluoruro de boro 
Formación y propiedades de los 
compuestos iónicos y moleculares 
• ENLACE IÓNICO 
 
• Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico. 
• Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición. 
• Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I 
y II y los no metales de los grupos VI y VII. 
• Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas. 
• Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad. 
• En estado sólido no conducen la electricidad. 
• Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, 
el circuito no funcionará. 
• Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito 
un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la 
bombilla del circuito se encenderá. 
• Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al 
polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona. 
 
Formación y propiedades de los 
compuestos iónicos y moleculares 
• ENLACE COVALENTE 
• enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes 
propiedades: 
• Temperaturas de fusión y ebullición bajas. 
• En condiciones normales (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o 
gaseosos 
• Son blandos en estado sólido. 
• Son aislantes de corriente eléctrica y calor. 
• Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y 
las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a 
semejante).Redes: Además las sustancias covalentes forman redes, 
semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades: 
 
• Elevadas temperaturas de fusión y ebullición. 
• Son sólidos. 
• Son sustancias muy duras (excepto el grafito). 
• Son aislantes (excepto el grafito). 
• Son insolubles. 
 
Cantidad de sustancia (mol) 
• La mol es la unidad fundamental utilizada para 
medir la cantidad de una sustancia (elemento o 
compuesto), puesto que los átomos de los 
elementos y las moléculas de los compuestos son 
partículas demasiado pequeñas para ser vistas. 
La mol es la unidad que conecta el mundo 
microscópico de las partículas (átomos o 
moléculas) de las sustancias y el mundo 
macroscópico de los humanos y sus laboratorios. 
 
• 
 
 
La Mol y el Número de Avogadro 
 
 
• De manera estándar, la mol está definida como “la cantidad de sustancia 
que contiene el mismo número de partículas que los átomos contenidos en 
exactamente 12g de carbono-12”. De manera experimental, se ha 
determinado que el número de partículas en un mol de una sustancia es de 
6.022 x 1023. Este número es conocido como el número de Avogadro, en 
honor al científico cuyo riguroso trabajo permitió su definición. Es decir, 
que en un mol se pueden contar 6.022 x 1023 partículas individuales, de la 
misma manera que en una docena se pueden contar 12 objetos. Por lo 
tanto, un mol de un elemento contiene 6.022 x 1023 átomos de ese 
elemento y un mol de un compuesto contiene 6.022 x 1023 moléculas 
individuales del compuesto. 
 
• 
 
• 1 Mol = 6.022 x 1023 átomos de un elemento 
 
• 1 Mol = 6.022 x 1023 moléculas de un compuesto 
 
Ejemplo 1: 
Calcule el número de moléculas presentes en 1.50 mol de dióxido de carbono, un producto 
de la respiración humana. 
 
Solución: 
Si un mol de cualquier sustancia contiene 6.022 x 1023 partículas, para calcular el número 
de moléculas en 1.50 mol, se multiplica el número de moles por el número de Avogadro, 
así: 
 
# moléculas CO2 = 1.50 mol CO2 * 6.022 x 10
23 moléculas CO2 = 9.03 x 10
23 moléculas. 
 1 mol CO2 
 
La muestra continene 9.03 x 1023 moléculas de CO2.