2. 3.1 Conceptos básicos de enlace químico
3.1.1 Enlace químico
3.1.2 Electrón de valencia
3.1.3 Regla del Octeto
3.2 Estructuras de Lewis y tipos de enlaces
3.2.1 Iónico
3.2.2 Covalente polar y no polar
3.2.3 Coordinado
3.2.4 Metálico
3.2.5 Enlace por puente de hidrógeno
3.2.6 Fuerzas de Van Der Walls
3.2.7 Fuerzas dipolo – dipolo
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3. Enlace químico
Proceso químico
responsable de las
interacciones atractivas
entre átomos y moléculas
Confiere estabilidad a los
compuestos químicos
diatómicos y poliatómicos
Compartición o
transferencia de
electrones entre los
átomos participantes
Determina las propiedades
químicas y físicas de la
materia
Electrón de valencia
son los electrones que se
encuentran en los mayores
niveles de energía del
átomo
Son los responsables de la
interacción entre átomos
de distintas especies o la
misma
Tienen la facilidad de
formar enlaces
Valencia:
Es el número de electrones
que necesita o que le
sobra para tener completo
su último nivel
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4. Regla del octeto
Enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis
La tendencia de los elementos es completar
sus últimos niveles de energía con una
cantidad de 8 electrones
Configuración estable
Excepciones
Algunas moléculas o iones sumamente reactivos
tienen átomos con menos de ocho electrones en
su capa externa (BF3)
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5. ENLACE IÓNICO
Es la fuerza electrostática que une a los
iones en un compuesto iónico
Un compuesto iónico resulta de la
combinación de un metal del grupo 1A o 2A
y un halógeno u oxígeno
Ejemplo:
La reacción entre el litio y flúor produce
fluoruro de litio (polvo blanco venenoso)
Li + F Li F
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6. Entre dos átomos o grupos de átomos
Se suelen producir entre elementos gaseosos o
no metales
Se produce para alcanzar el octeto estable
Comparten electrones del último nivel
La electronegatividad no es suficiente
El par de electrones se representa como una
línea
Cada electrón del par compartido es atraído por
los núcleos de ambos átomos
Se clasifica en:
Covalente no polar
Covalente polar
Covalente coordinado
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7. POLAR
Ocurre entre átomos
de no metales
diferentes
El tiempo que se
comparten los
electrones entre
ambos átomos no es
el mismo
Los electrones pasan
más tiempo en la
vecindad de un átomo
que en el otro
Sencillo doble, triple,
cuádruple y quíntuple
NO POLAR
Ocurre entre átomos
de no metales iguales
Las
electronegatividades
de los elementos
unidos son iguales
Los electrones de
valencia se comparten
equitativamente
Se forma una molécula
no polar
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8. Coordinado (dativo)
Los elementos que se unen
son no metales distintos
Cada par de electrones
compartido es aportado
por uno de los átomos
Se representa por medio
de una flecha
Del dador al receptor
Metálico
Mantiene unidos dos átomos
metálicos
Producen estructuras
compactas
Sólo en sustancias en estado
sólido
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9. Es la fuerza atractiva
entre un átomo
electronegativo y un
átomo de hidrógeno
unido covalentemente
a otro átomo
electronegativo
Es una fuerza de van
der Waals dipolo-
dipolo fija muy fuerte
Mas débil que el
enlace covalente o el
enlace iónico
Ocurre en moléculas
inorgánicas (agua) y
orgánicas (ADN)
Responsable de la
estructura
secundaria, terciaria,
cuaternaria de
proteínas y ácidos
nucleicos
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10. Son fuerzas de
atracción entre
moléculas
Son las
responsables del
comportamiento
no ideal de los
gases
Ejercen aun más
influencia en las
fases condensadas
de la materia
Son las principales
responsables de las
propiedades
macroscópicas de la
materia
Son más débiles que
las intramoleculares
Se clasifican en:
Fuerzas dipolo – dipolo
Fuerzas dipolo – dipolo
inducido
Fuerzas de dispersión
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11. De Van Der Waals
Es la fuerza
atractiva o
repulsiva entre
moléculas
Son débiles
Definen el
carácter químico
de muchos
compuestos
orgánicos
Totalidad de las
fuerzas
intermoleculares
Dipolo – dipolo
Atracción
electrostática entre
moléculas polares (+,
-)
Origen electrostático
Son eficaces a
distancias muy cortas
Las energías promedio
son 4 kJ por mol
Disminuye al
aumentar la
temperatura
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