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• Jorge Romero

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ENLACE QUIMICO: Se define como cada una de las formas y fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre si para formar un compuesto. Los elementos se combinan usando los electrones de las capas mas externas alcanzando la configuración de un gas noble. Símbolo de puntos de Lewis Un símbolo de puntos de Lewis esta formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia en un átomo del elemento.

Enlace iónico. Es la unión de dos átomos a través de una fuerza de origen electrostática. Se da entre elementos que son marcadamente metálicos y que tienden a perder electrones formando cationes y elementos no metálicos que tienden a captar electrones formando aniones.

Enlace covalente. Se forma por dos electrones que son compartidos por dos átomos enlazados, pueden ser simples o múltiples los enlaces (doble o triple).

Regla del otecto: un átomo diferente del hidrogeno tiende a formar enlaces hasta se rodea de 8 electrones de valencia, es decir cada átomo debe tener su otecto completo. Hay excepciones!!! Enlace covalente coordinado o dativo: se forma cuando dos átomos están enlazados entre sí (comparten un par de electrones), pero sólo uno de estos átomos es el que aporta el par de electrones enlazantes.

Enlace covalente polar: En un enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que otro. Esto depende de la electronegatividad de los átomos que se enlazan. Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos de enlace está entre 0.5 y 2.0, la desigualdad con que se comparten los electrones no es tan grande como para que se produzca una transferencia completa de electrones; el átomo menos electronegativo aún tiene cierta atracción por los electrones compartidos. Los enlaces covalentes polares se llaman polares porque al compartir desigualmente los electrones se generan dos polos a través del enlace; un enlace covalente polar tiene polos positivo y negativo separados. El polo negativo está centrado sobre el átomo más electronegativo del enlace y el polo positivo está centrado sobre el átomo menos electronegativo del enlace.

Electronegatividad. Es la capacidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de un enlace. Es un concepto relativo solo se puede medir frente a otro átomo. En la tabla periódica se observa que aumenta hacia arriba en los grupo y hacia la derecha en los periodos. ∆ Elect > 2 enlace iónico ∆ Elect < 2 enlace covalente Propiedades de los compuestos iónicos. * Son sólidos. * Alto punto de fusión. * Solubles en agua. * En estado anhidro no conducen la corriente eléctrica, pero cuando se calientan al estado de fusión (si no se descomponen), sí la conducen. Propiedades de los compuestos covalentes. * A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases. * Bajo punto de fusión. * En estado liquido o fundido son pocos solubles en agua. * Son malos conductores del calor y la electricidad. Excepciones a la regla del otecto. * Por exceso: Cuando los átomos que se enlazan son no metálicos del 3er periodo (n=3) como el P o el S puede ser que se rodeen de mas de 8 electrones, esto es debido al hecho de que se hallan disponibles (energéticamente accesibles) los orbitales 3 d de estos átomos y por ello pueden albergar mas de 8 electrones en su capa de valencia. El P puede formar hasta 5 enlaces covalentes.

* Por defecto: Cuanto los átomos que sen enlazan covalentemente y se rodean por menos de 8 electrones. Por ejemplo el B, se rodea de 6 electrones en compuestos como el BF 3 o BCl3

Carga formal. La carga formal sirve para determinar cual es el modelo de representación mas probable en el caso de que haya más de una estructura de Lewis que cumpla con la regla del otecto. Electrones de valencia = electrones no compartidos – electrones compartidos / 2 

Para moléculas neutras es preferible aquella que no tenga cargas formales.

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Las estructuras con cargas formales ( 2 o 3 y -2, -3) son poco probables.

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Si hay estructuras con cargas formales iguales elegir la que tenga cargas formales negativas colocadas en los átomos mas electronegativos.

Estructuras de resonancia.

TRPECV (Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia) Indica la predicción de la geometría de las moléculas covalentes sencilla formadas por un tomo central enlazado a algunos átomos periféricos. La geometría de las especie química será aquella que permita minimizarlas repulsiones entre los pares electrónicos que se hallan en torno al átomo central es decir, los electrones de la capa de valencia del átomo central. Estos pares de electrones pueden ser pertenecientes o aun enlace químico o pares aislados.

TEV ( Teoria del enlace de valencia). La mecánica cuántica proporciona una explicación más completa del enlace covalente de lo que lo hace la teoría de Lewis de la compartición de electrones, justificando el papel del par de electrones en la constitución de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la geometría de las moléculas formadas. En la teoría de los enlaces de valencia (TEV), los orbitales moleculares se forman por solapamiento de los orbitales atómicos. Para un mejor solapamiento de los orbitales atómicos de partida, estos deben tener tamaño y energías parecidas, así como estructuras espaciales adecuadas. La simetría de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales atómicos que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. Orbitales moleculares: 

Orbitales moleculares sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. A continuación te presentamos algunos ejemplos:

 

Orbitales moleculares pi (π): Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un

plano nodal de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos:

 Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares σ son más estables que los π porque el grado de solapamiento de los orbitales "s" es mayor que el de los "p".