Unidad2_Tarea3_grupo_11

Vista previa del material en texto

Tarea 3 - Enlace químico y estructura molecular 
 
 
 
Estudiantes 
Andrea Arteaga Llorente 
Gustavo Adolfo Betancourt 
Shirly Jiménez Zapa 
Daniel Eduardo Rojas Pulido 
 
Grupo: 11 
Docente 
Dolffi Rodríguez Campos 
Curso 
401582 – Estructura Molecular 
 
 
 
 
Universidad Nacional Abierta y a Distancia UNAD 
2023 
 
 
Introducción 
 
En el presente documento se pasará a desarrollar la primera actividad del 
curso 401582 – Estructura Molecular consistente en dos ejercicios que son: 
Ejercicio 1: realizar un glosario de términos con base en lo consultado y 
Ejercicio 2: con base en el glosario realizado, crear un mapa conceptual donde 
relacione y explique claramente los conceptos asociados a la estructura 
molecular. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejercicio 1: Enlace químico, estructuras de Lewis y regla del octeto 
En los siguientes ejercicios que se proponen se pretende identificar las 
características principales relacionadas con enlace químico, estructuras de 
Lewis y regla del octeto a través de la realización de un mapa conceptual y 
ejercicios aplicados al análisis estructural de moléculas. 
 
Ejercicio 1.1: 
 
A continuación, se encuentran una serie de conceptos relacionados con los 
temas de la unidad 2. 
✓ Enlace covalente. 
✓ Enlace iónico. 
✓ Enlace metálico. 
✓ Electrones de valencia. 
✓ Electronegatividad. 
✓ Número de oxidación. 
✓ Regla del octeto. 
✓ Estructura de Lewis. 
✓ Orbital molecular. 
✓ Electrones enlazantes 
✓ Electrones antienlazantes 
El grupo deberá crear un mapa conceptual donde relacione, explique y 
presente ejemplos para los conceptos enunciados anteriormente. 
 
 
 
 
 
 
 
Mapa Conceptual 1 – Conceptos Fundamentales 
 
https://www.canva.com/design/DAFyLXVZ4sw/AYjXHZIf3XS2vuHi_fxYBQ/edit?utm_conten
t=DAFyLXVZ4sw&utm_campaign=designshare&utm_medium=link2&utm_source=sharebutto
n 
 
 
 
https://www.canva.com/design/DAFyLXVZ4sw/AYjXHZIf3XS2vuHi_fxYBQ/edit?utm_content=DAFyLXVZ4sw&utm_campaign=designshare&utm_medium=link2&utm_source=sharebutton
https://www.canva.com/design/DAFyLXVZ4sw/AYjXHZIf3XS2vuHi_fxYBQ/edit?utm_content=DAFyLXVZ4sw&utm_campaign=designshare&utm_medium=link2&utm_source=sharebutton
https://www.canva.com/design/DAFyLXVZ4sw/AYjXHZIf3XS2vuHi_fxYBQ/edit?utm_content=DAFyLXVZ4sw&utm_campaign=designshare&utm_medium=link2&utm_source=sharebutton
 
 
Ejercicio 1.2: 
Cada uno de los estudiantes del grupo seleccionará una molécula de las que se presentan a continuación e 
informará su selección en el foro para evitar repeticiones: 1. Perclorato de potasio, 2. Nitrato de potasio, 3. 
Sulfato de cobre, 4. Fosfato de sodio, 5. Cromato de potasio. 
 
Tabla 1. Enlace químico, estructuras de Lewis y regla del octeto 
1. Nombr
e del estudiante 
2. Fórmu
la química 
3. Elementos 
que conforman la 
molécula 
4. Estado 
de oxidación del 
elemento en el 
compuesto 
5. Electrones de 
valencia 
6. Estructu
ra de Lewis del 
compuesto 
7. Cumple regla del 
octeto para los elementos 
que conforman la molécula 
8. Tipos de enlaces 
Gustavo 
Adolfo 
Betancou
rt 
𝐾𝐶𝑙𝑂4 
K = Potasio 
Cl = Cloro 
O = Oxígeno 
 
 
𝐾 = 1 
𝐶𝑙 = 7 
𝑂 = 6 
 
K=No Cumple. 
Cl=No Cumple 
O=Cumple 
Enlace iónico: se da 
entre los átomos de 
potasio y oxígeno. 
 
Enlace covalente 
parcial: Este se da entre 
el átomo de Cloro y los 
átomos de oxígeno, esto 
quiere decir que el cloro 
comparte los electrones 
con el oxígeno de manera 
parcial. 
Andrea 
Arteaga 
𝐾𝑁𝑂3 
𝑁 = 𝑛𝑖𝑡𝑟𝑜𝑔𝑒𝑛𝑜 
𝐾 = 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 
𝑂 = 𝑜𝑥𝑖𝑔𝑒𝑛𝑜 
 
𝐾 = 1 
𝑁 = 5 
𝑂 = 6 
 
𝐾
= 𝑁𝑜 𝑐𝑢𝑚𝑝𝑙𝑒 𝑐𝑜𝑛 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑔𝑙𝑎 
𝑁 = 𝑐𝑢𝑚𝑝𝑙𝑒 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑔𝑙𝑎 
𝑂 = 𝐶𝑢𝑚𝑝𝑙𝑒 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑔𝑙𝑎 
∆𝐸𝐾−𝑁 = 3,0 − 0.8 = 2.2 
𝐸𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒 𝑖ó𝑛𝑖𝑐𝑜: 𝐾 − 𝑁 
 
∆𝐸𝑁−𝑂 = 3.5 − 3.0 = 0.5 
 
𝐸𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒 𝑐𝑜𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑝𝑜𝑙𝑎𝑟: (𝑁 𝑦 𝑂) 
Shirly 
Jimenez 
𝑁𝑎3𝑃𝑂4 
𝑁𝑎 𝑁𝑎 = 1 
𝑁𝑎
= 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛 𝑑𝑒 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 
 
𝑁𝑎 = 𝑐𝑢𝑚𝑝𝑙𝑒 𝑐𝑜𝑛 
𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑔𝑙𝑎 Enlace iónico: el Na 
forma enlace iónico con el 
P y con el O. 
Enlace covalente: El P 
forma enlace covalente 
con el O 
𝑃 𝑃 = 5 
𝑃 = 5 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑑𝑒 
𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 
𝑃 = 𝑛𝑜 𝑐𝑢𝑚𝑝𝑙𝑒 𝑐𝑜𝑛 
 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑔𝑙𝑎 
𝑂 𝑂 = −2 
𝑂 = 6 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑑𝑒 
𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 
𝑂 = 𝑐𝑢𝑚𝑝𝑙𝑒 𝑐𝑜𝑛 
𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑔𝑙𝑎 
DANIEL 
EDUARD
O ROJAS 
PULIDO 
𝐾2𝐶𝑟𝑂4 
K=Potasio. 
Cr=Cromo 
O=Oxigeno 
 
𝐾 = 1 
𝐶𝑟 = 6 
𝑂 = 6 
 
K=No Cumple. 
Cr=No Cumple 
O=Cumple 
Enlace iónico: se da 
entre los átomos de 
potasio y oxígeno. 
Enlace covalente 
parcial: Este se da entre 
el átomo de Cromo y los 
átomos de oxígeno, esto 
quiere decir que el cromo 
comparte los electrones 
con el oxígeno de manera 
parcial. 
 
 
 
 
Ejercicio 2: Geometría molecular 
Con el presente ejercicio se pretende identificar la geometría molecular, 
electrones libres y enlazantes, distribución de los pares electrónicos y total de 
pares de electrones para moléculas empleadas en la industria. Cada uno de 
los integrantes del grupo seleccionará una molécula de las que se presentan 
a continuación e informará su selección en el foro para evitar repeticiones: 
1. Hidróxido de zinc 
2. Hidróxido cúprico 
3. Hidróxido de Cobalto 
4. Hidróxido de Cadmio 
5. Hidróxido de Amonio 
 
 
 
 
Tabla 1. Geometría molecular, electrones enlazantes y libres 
 
1. No
mbre del 
estudiante 
2. Fór
mula 
 
3. Nomenclatura 
Tradicional 
 
4. Número total 
de pares de electrones 
para el átomo central 
del compuesto 
5. Número 
de pares de 
electrones 
enlazantes 
para el átomo 
central del 
compuesto 
6. Númer
o de pares de 
electrones 
libres 
para el átomo 
central del 
compuesto 
7. Gráfica 
distribución de 
los pares de 
electrones 
8. Nombr
e de la 
geometría 
molecular 
Gustavo 
Adolfo 
Betanco
urt 
𝑁𝐻4𝑂𝐻 
Hidróxido 
amónico 
N=4 N=4 N=1 
 
Tetraédric
a: debido 
a que los 
átomos de 
hidrogeno 
y el átomo 
de 
oxígeno se 
ubican 
alrededor 
del átomo 
de 
nitrógeno. 
Andrea 
Arteaga 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 
ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑐ú𝑝𝑟𝑖𝑐𝑜 𝐶𝑢 = 2 
 
𝐶𝑢 = 2 𝐶𝑢 = 0 
 
Linear 
 
Shirly 
Jimenez 𝐶𝑜(𝑂𝐻)2 
Hidróxido 
cobaltoso 
𝐶𝑜 = 2 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 
𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 
𝐶𝑜
= 2 𝑝𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 
𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 
𝐶𝑜 = 0 
 
linear 
DANIEL 
EDUARD
O 
ROJAS 
PULIDO 
𝐶𝑑(𝑂𝐻)2 
Hidróxido 
cádmico 
Cd = 24 Cd = 2 Cd = 22 
 
Linear 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejercicio 3. Teoría de enlace de valencia y teoría del orbital molecular 
 
Los ejercicios por desarrollar pretenden realizar un análisis comparativo entre 
las teorías de Lewis, orbital molecular y de enlace de valencia; al igual que 
establecer las características para la configuración de orbitales moleculares en 
algunas moléculas. 
 
 
Ejercicio 3.1 
Para el desarrollo de este ejercicio se recomienda revisar las referencias 
bibliográficas propuestas para la unidad 2. 
 
Tabla 3. Teoría de enlace de valencia y teoría del orbital molecular 
1. Nombre 
de la teoría de 
enlace. 
 
2. Fecha 
de 
postulación 
de la teoría 
de enlace. 
 
3. Investigadores 
que propusieron la 
teoría. 
 
4. Principios 
de cada teoría. 
 
5. Electrones 
que se utilizan 
para la teoría de 
enlace. 
 
6. Limitaciones de 
la teoría de enlace 
 
7. Propiedades 
físicas y químicas 
que se pueden 
determinar a partir 
de la teoría de 
enlace 
 
8. Aspectos 
adicionales que 
los estudiantes 
consideren 
importantes 
comparar. 
 
Teoría de 
Lewis 
1916 Gilbert N. Lewis, 
Irving Langmuir, 
Walter Kossel 
Proporcionó 
una 
comprensión 
fundamental 
de cómo los 
átomos se 
combinan 
para formar 
enlaces 
químicos y 
cómo se 
representan 
los enlaces 
covalentes 
utilizando 
pares de 
electrones 
compartidos 
y no 
compartidosse utilizan los 
electrones en 
la última 
capa de 
valencia de 
los átomos 
La teoría de Lewis 
tiene limitaciones 
importantes, ya 
que no puede 
explicar 
completamente la 
polaridad de las 
moléculas, no 
aborda la 
estructura 
tridimensional de 
las moléculas, no 
considera la teoría 
de la resonancia 
en casos de 
múltiples 
estructuras 
equivalentes, no 
explica 
interacciones 
La teoría de 
Lewis puede 
ayudar a 
predecir las 
propiedades 
químicas, como 
la capacidad 
para formar 
enlaces 
covalentes o 
iónicos, y las 
propiedades 
físicas, como la 
solubilidad en 
agua o el punto 
de fusión, de 
compuestos 
químicos. 
Además, 
proporciona 
La teoría de 
Lewis es 
conocida por 
su 
simplicidad y 
facilidad de 
uso, lo que la 
hace valiosa 
en la 
enseñanza 
introductoria 
de la 
química. Sin 
embargo, 
otras teorías 
más 
avanzadas, 
como la 
teoría de 
orbitales 
 
moleculares más 
débiles y tiene 
limitaciones en 
compuestos de 
metales de 
transición debido 
a la complejidad 
de las estructuras 
de coordinación y 
la variabilidad en 
los estados de 
oxidación de los 
metales. 
información 
sobre la 
estructura de 
las moléculas y 
cómo los 
átomos se 
organizan en 
ellas, lo que 
influye en 
propiedades 
como la 
polaridad y la 
geometría 
molecular. La 
teoría de Lewis 
permite 
predecir y 
explicar una 
amplia gama de 
propiedades 
químicas y 
físicas de 
compuestos y 
moléculas. 
moleculares 
y la teoría de 
enlace de 
valencia, 
ofrecen una 
descripción 
más 
completa de 
los enlaces 
químicos, 
pero también 
son más 
complejas. 
 
Teoría de 
orbital 
molecular 
Década 
de 1930 
Friedrich Hund 
Robert Mulliken 
John C. Slater 
John Lennard-
Jones 
Los 
electrones en 
8una 
molécula no 
se 
encuentran 
confinados a 
orbitas 
alrededor de 
un átomo 
individual, 
estas por el 
contrario se 
extienden 
por toda la 
molécula, se 
apoya en la 
combinación 
lineal de 
funciones de 
onda 
atómicas 
para formar 
funciones de 
onda 
moleculares. 
Los 
electrones 
que ocupan 
las órbitas 
moleculares 
y se 
comparten 
entre los 
átomos 
involucrados 
en el enlace, 
formando 
una nube 
electrónica 
que se 
extiende por 
toda la 
molécula. 
La teoría de órbita 
molecular es 
altamente 
efectiva para 
predecir las 
estructuras 
moleculares y las 
propiedades de 
muchas 
moléculas, pero 
puede volverse 
matemáticamente 
complicada a 
medida que se 
consideran 
moléculas más 
grandes y 
complejas. 
También tiene 
dificultades en 
describir con 
precisión algunas 
propiedades 
magnéticas y 
puede requerir 
aproximaciones. 
Propiedades 
físicas: 
Estructura 
molecular. 
Proporcionando 
información 
sobre la 
distribución de 
electrones y 
permitiendo 
predecir su 
estructura 
tridimensional. 
Energía de 
enlace. 
Permite calcular 
la energía de 
enlace, 
información 
crucial para 
entender la 
estabilidad y 
reactividad de 
una molécula. 
La teoría de 
órbita 
molecular ha 
sido esencial 
para 
comprender 
y predecir las 
propiedades 
de una 
amplia 
variedad de 
compuestos 
químicos y 
ha tenido un 
impacto 
significativo 
en la 
investigación 
y la industria 
química. 
 
Polaridad 
molecular. 
Ayuda a saber 
si una molécula 
es o no polar. 
Conductividad 
eléctrica. 
Se conoce si es 
o no conductiva 
una molécula. 
Propiedades 
magnéticas. 
Ayuda a 
determinar si 
una molécula 
es 
paramagnética 
o diamagnética. 
Resonancia. 
Información 
importante 
para entender 
la estabilidad y 
 
propiedades 
químicas de la 
molécula. 
 
 
Teoría de 
enlace de 
valencia 
1927 
y 
1933 
Walter Heitler y 
Fritz London 
Linus Pauling 
Se basa en el 
solapamiento 
de los 
orbitales 
atómicos de 
la capa de 
valencia para 
formar 
enlaces 
covalentes. 
La TEV 
considera 
que la fuerza 
de un enlace 
depende de 
la 
distribución 
angular de 
las funciones 
orbitales 
involucradas 
la TEV utiliza 
los electrones 
de valencia 
para explicar 
la formación 
de enlaces 
químicos. 
Falta de 
explicación de la 
tetravalencia 
exhibida por el 
carbono, la falta 
de información 
sobre las energías 
de los electrones, 
la suposición de 
que los electrones 
están localizados 
en áreas 
específicas, la 
falta de una 
interpretación 
cuantitativa de las 
estabilidades 
termodinámicas o 
cinéticas de los 
La teoría del 
enlace de 
valencia (TEV) 
puede ayudar a 
determinar 
algunas 
propiedades 
físicas y 
químicas de los 
compuestos, 
como la 
dirección de los 
enlaces, la 
geometría 
molecular, la 
estabilidad 
termodinámica 
y cinética de los 
compuestos de 
coordinación, y 
la 
Es 
importante 
considerar 
que la TEV se 
basa en las 
valencias 
atómicas y el 
solapamiento 
de los 
orbitales 
atómicos 
para formar 
enlaces 
covalentes. 
La TEV 
también se 
ha 
desarrollado 
a lo largo del 
tiempo, y ha 
sido criticada 
 
 
 
 
y explica la 
geometría y 
el 
magnetismo 
de los 
compuestos 
de 
coordinación. 
compuestos de 
coordinación 
reorganización 
de la carga 
electrónica 
durante una 
reacción 
química 
y mejorada 
por otros 
científicos. 
La TEV es 
una teoría 
útil para 
explicar la 
formación de 
enlaces 
químicos, 
pero tiene 
algunas 
limitaciones 
en su 
capacidad 
para explicar 
ciertos 
aspectos de 
la química. 
 
 
Ejercicio 3.2: 
Teniendo en cuenta el ejemplo que se presenta en la figura 1, elaborar el 
diagrama de niveles de energía para los orbitales moleculares del F2 a partir 
de esta información indicar: 
A. Orden de enlace 
B. Número de electrones enlazantes y antienlazantes 
C. Configuración electrónica de la molécula 
D. Explicar si la molécula es diamagnética o paramagnética 
 
 
 
 
 
A. Orden de enlace 
𝑂. 𝐸 =
(𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒) − (𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑎𝑛𝑡𝑖𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒) 
2
 
6𝑒− − 4𝑒−
2
= 1 
B. Número de electrones enlazantes y antienlazantes 
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 = 6 
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑎𝑛𝑡𝑖𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 = 4 
C. Configuración electrónica de la molécula 
𝑍 = 9 
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝5 
D. Explicar si la molécula es diamagnética o paramagnética 
La molécula es paramagnética debido a que todo los orbitales moleculares 
no están completos (existen electrones desapareados), esto significa que, 
frente a un campo magnético, la molécula se ve atraída por el campo 
magnético. 
 
Ejercicio 4. Tipos y fuerzas en el enlace. 
 
Los ejercicios que se presentan a continuación están encaminados a identificar 
los tipos de enlace, fuerzas intermoleculares, propiedades físicas, geometría 
de moléculas, energías de enlace y longitud de enlace. 
Para el desarrollo del ejercicio, el grupo debe distribuirse los compuestos que 
aparecen a continuación: 
1. Ácido fosfórico 
2. Ácido carbónico 
3. Hidróxido de aluminio 
4. Hidróxido de estroncio 
5. Clorato cúprico 
 
 
 
 
Tabla 4. Tipos de enlace, fuerzas intermoleculares, propiedades físicas y geométricas de moléculas 
1. Nombre del 
estudiante 
2. Fórmula del 
Compuesto 
3. Nombre 
Según nomenclatura 
tradicional 
4. Tipos de 
enlaces 
5. Fuerz
as 
intermolecular
es 
6. Solubilidad 
en agua 
7. Punto de 
fusión 
8. Geomet
ría molecular 
Andrea 
Arteaga 
𝐻3𝑃𝑂4 
Ácido 
Fosfórico 
Enlace 
covalente no 
polar 
 
dipolo-
dipolo 
0.42 𝑎 0.51 𝑔/𝑚𝑙. 42.35 °𝐶 tetraédrica 
Shirly Jiménez 
𝐻2𝐶𝑂3 
Acido 
carbónico 
Enlace 
covalente, 
enlace 
covalente 
doble y 
enlace 
covalente 
polar 
Enlaces 
de 
hidrogeno
, fuerza 
dipolo-
dipolo y 
fuerza de 
dispersión 
de 
London 
 A 
temperatura 
de 25°C y 
presión de 1atm la 
solubilidad 
está en el 
rango de 
0,2g/100ml de 
agua. 
-273,15°C Trigonal 
plana. 
 
DANIEL 
EDUARDO 
ROJAS PULIDO 
𝑆𝑟(𝑂𝐻)2 
Hidróxido 
estroncico 
iónicos 
Ion-
dipolo 
Octahidratad
o: 0,91 
gramos por 
100 mililitros a 
0°C 
Anhidra: 0,41 
gramos por 
535° C 
(995° F u 
808 K) 
Tetrahedr
al 
 
cada 100 
mililitros a 0°C 
Gustavo Adolfo 
Betancourt 
𝐶𝑢(𝐶𝑙𝑂3)2 
Clorato 
cúprico 
 
Iónicos: 
entre los 
iones de 
cobre y los 
cloratos. 
Covalentes
: Para cada 
clorato se 
presentan 
enlaces 
covalentes 
entre los 
oxígenos y 
el cloro. 
Ion-
dipolo 
75,7 𝑔/100 𝑚𝐿 
(a 25 °C) 
771 𝐾 (498 °𝐶) Octaédrica 
 
 
 
Conclusiones 
La importancia de la capacitación en Estructura Molecular ha alcanzado un pico de necesidad que 
parece no descender gracias a la cuarta revolución industrial y la transformación tecnológica que 
piden las empresas, hoy en día es de suma importancia nunca parar de aprender, la tecnología en 
estos días avanza a un ritmo tan frenético que desde ya debemos prepararnos para el futuro como 
personas y profesionales, de esta manera podremos competir en el mercado laboral y aportar a la 
sociedad nuestras capacidades y como personas ayudar a construir una mejor sociedad. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referencias 
Chang, R. Goldsby, K. (2013). Química. (12a. ed.). (pp. 369-389; 413-434; 
443-454). México, D.F: McGraw-Hill Interamericana. Biblioteca Virtual 
UNAD https://www-ebooks7-24-
com.bibliotecavirtual.unad.edu.co/?il=10863&pg=397 
Doña, R. J. et al. (2014). Química. (pp. 67-75) ES: Universidad de Las Palmas 
de Gran Canaria. Servicio de Publicaciones y Difusión Científica. 
Biblioteca Virtual UNAD https://elibro-
net.bibliotecavirtual.unad.edu.co/es/ereader/unad/57204?page=68 
Gallego, P. A., Garcinuño, M., Morcillo, O. (2018). Química Básica. (pp. 381-
405) Madrid, España: UNED - Universidad Nacional de Educación a 
Distancia. Biblioteca Virtual UNAD https://elibro-
net.bibliotecavirtual.unad.edu.co/es/ereader/unad/48699?page=38 
Ferrando, A. Enlace químico. (2012). [video], 
https://www.youtube.com/watch?v=gedPzW0sANA 
OpenStax. (2022). 8.1 Teoría de enlace de valencia - Química 2ed. 
Recuperado el 25 de octubre de 2023, de 
https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-2ed/pages/8-1-teoria-de-
enlace-de-valencia 
Quimitube. (2012). Enlace covalente: Modelo del Enlace de valencia. 
Recuperado el 25 de octubre de 2023, de 
https://www.quimitube.com/videos/enlace-covalente-modelo-del-enlace-de-
valencia/ 
 
 
https://www-ebooks7-24-com.bibliotecavirtual.unad.edu.co/?il=10863&pg=397
https://www-ebooks7-24-com.bibliotecavirtual.unad.edu.co/?il=10863&pg=397
https://elibro-net.bibliotecavirtual.unad.edu.co/es/ereader/unad/57204?page=68
https://elibro-net.bibliotecavirtual.unad.edu.co/es/ereader/unad/57204?page=68
https://elibro-net.bibliotecavirtual.unad.edu.co/es/ereader/unad/48699?page=38
https://elibro-net.bibliotecavirtual.unad.edu.co/es/ereader/unad/48699?page=38
https://www.youtube.com/watch?v=gedPzW0sANA
https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-2ed/pages/8-1-teoria-de-enlace-de-valencia
https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-2ed/pages/8-1-teoria-de-enlace-de-valencia
https://www.quimitube.com/videos/enlace-covalente-modelo-del-enlace-de-valencia/
https://www.quimitube.com/videos/enlace-covalente-modelo-del-enlace-de-valencia/
 
Unprofesor. Geometría molecular: definición y ejemplos. Recuperado el 25 de 
octubre de 2023, de https://www.unprofesor.com/quimica/geometria-
molecular-definicion-y-ejemplos-4558.html 
Quimiclan. Geometría molecular: todas las formas moleculares. Recuperado 
el 25 de octubre de 2023, de https://www.quimiclan.com/geometria-
molecular/ 
https://www.unprofesor.com/quimica/geometria-molecular-definicion-y-ejemplos-4558.html
https://www.unprofesor.com/quimica/geometria-molecular-definicion-y-ejemplos-4558.html
https://www.quimiclan.com/geometria-molecular/
https://www.quimiclan.com/geometria-molecular/