Enlace químico

Fuerzas que mantienen unidos los átomos para formar los estados condensados de la materia
1. Estructura de Lewis
  1. Diagrama de punto y raya diagonal, muestra los pares de electrones de enlaces entre átomos
    1. Metodos para conseguir la estructura de Lewis
      1. 1) Se elige el átomo central nunca H (el menos electronegativo)
      2. 2) Se cuentan los electrones de valencia
      3. 3) Se forman enlaces entre átomo central y periféricos
        4) Los electrones se sitúan como pares para completar los 8 electrones
2. Regla del octeto
  1. Los iones de los elementos tienden a completar su última capa de valencia con 8 electrones
    1. En 1916 por Gilbert Newton Lewis
    2. Limitaciones
      1. Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos aue contienen metales de trancisión "d" y "f". Los metales "d" y "f" utilizan en el enlace orbitales S y P
Tipos de enlaces
1. Enlace iónico
  1. Union de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática
    1. Ejemplo: Óxido de magnesio (MgO)
2. Enlace covalente
  1. Los atomos se unen para alcanzar el octeto estable
    1. Polar
      1. Uno de los átomos ejerce una atracción mayor entre los electrones
    2. No polar
      1. Átomo de masa atomica con muy poca diferencia electronegativa
3. Enlaces múltiples y moléculas
  1. Se comparte un par de electrones entre dos núcleos
4. Enlace Metálico
  1. Mantiene unidos los átomos de los metales entre sí
    1. Ejemplo: Enlaces entre los átomos de Oro (Au)
5. Enlaces por puente de hidrogeno
  1. Atracción entre un átomo de hidrógeno con un átomo pequeño muy electronegativo
    1. Ejemplo: F-H (Flúor, Hidrogeno) O-H (Oxigeno, Hidrógeno)
  2. Fuerzas dipolo dipolo
    1. Interacción no covalente entre dos moléculas polares de la misma molécula si está es grande
6. Fuerzas de van der waals
  1. Fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas distintas a aquellas debidas a un enlace intramolecular
  2. Enlace Covalente cordinado
    1. Cada par de electrones compartido por 2 átomos
      1. Ejemplo: Molécula de cloro (Cl²)
Tipos de enlaces
1. Enlace iónico
  1. Union de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática
    1. Ejemplo: Óxido de magnesio (MgO)
2. Enlace covalente
  1. Los atomos se unen para alcanzar el octeto estable
    1. Polar
      1. Uno de los átomos ejerce una atracción mayor entre los electrones
    2. No polar
      1. Átomo de masa atomica con muy poca diferencia electronegativa
3. Enlaces múltiples y moléculas
  1. Se comparte un par de electrones entre dos núcleos
4. Enlace Metálico
  1. Mantiene unidos los átomos de los metales entre sí
    1. Ejemplo: Enlaces entre los átomos de Oro (Au)
5. Enlaces por puente de hidrogeno
  1. Atracción entre un átomo de hidrógeno con un átomo pequeño muy electronegativo
    1. Ejemplo: F-H (Flúor, Hidrogeno) O-H (Oxigeno, Hidrógeno)
  2. Fuerzas dipolo dipolo
    1. Interacción no covalente entre dos moléculas polares de la misma molécula si está es grande
6. Fuerzas de van der waals
  1. Enlace Covalente cordinado
    1. Cada par de electrones compartido por 2 átomos
      1. Ejemplo: Molécula de cloro (Cl²)
Electrón de Valencia
1. Son los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía
  1. Tipos de Valencia
    1. Negativa
      1. Electrones que le faltan a la valencia positiva máxima para llegar a 8.
    2. Máxima Positiva
      1. La máxima capacidad de combinación de un átomo cuando cede electrones
2. Capa de Valencia
  1. Ultimo nivel de energía
3. Valencia
  1. Número de oxidación

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