1. ENLACE QUIMICO Objetivo: Utilizar las configuraciones electrónicas y la tabla periódica para predecir que tipo de enlaces formaran los átomos y que tan estable serán los productos.

6. ALGUNAS PROPIEDADES COMPUESTOS IÓNICOS

9. UNIONES COVALENTES

16. FUERZAS INTERMOLECULARES

17. EFECTO DEL NÚMERO DE ELECTRONES SOBRE EL PUNTO DE EBULLICIÓN DE SUSTANCIAS NO POLARES Se ve que los puntos de ebullición y, por lo tanto, las fuerzas de van der Waals, aumentan con el número total de átomos en la molécula. # ē P.A P.E °C # ē PM P.E °C # ē PM P.E °C Gases Nobles Halógenos Hidrocarburos He 2 4 -269 F 2 18 38 -188 CH 4 10 16 -161 Ne 10 20 -246 Cl 2 34 71 -34 C 2 H 6 18 30 -88 Ar 18 40 -186 Br 2 70 160 59 C 3 H 8 126 44 -42

19. EN PRINCIPIO, CUALQUIER MOLÉCULA QUE CONTIENE ÁTOMOS DE DOS O MÁS ELEMENTOS DE ELECTRONEGATIVIDAD DIFERENTE Y, POR LO TANTO, CONTENIENDO ENLACES POLARES, PUEDE SER UN DIPOLO. HAY CASOS ESPECIALES EN LOS CUALES LA SIMETRÍA DE LA MOLÉCULA CONDUCE A QUE DOS UNIONES DIPOLARES SE BALANCEEN EXACTAMENTE; EN ESTOS CASOS, LA MOLÉCULA NO ES POLAR AUNQUE CONTENGA UNIONES POLARES. Ejemplos de moléculas que poseen fuerzas dipolares relativamente grandes son: H2O, HF, HCl, H2S y NH3.

25. SOLUBILIDAD