1. Simbolo de lewis
1.1. Regla del octeto
1.1.1. Dice que los iones de los elementos del sistema periódico tienen la tendencia a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, de tal forma que adquieren una configuración muy estable.
1.1.2. Exepciones
1.1.2.1. Octeto Incompleto Elementos que forman compuestos donde tienen menos que 8 electrones.
1.1.2.1.1. ejemplos
1.1.2.2. Número Impar de electrones Las moléculas que tengan un número impar de electrones no podrán cumplir la regla del octeto ya que 8 es un número par.
1.1.2.2.1. ejemplos
1.1.2.3. Octeto Expandido Es la más frecuente. Se puede producir en elementos del tercer período en adelante. Consiste en moléculas o iones en los que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo.
1.1.2.3.1. ejemplos
1.2. Enlaces múltiples
1.2.1. Donde existen tres tipos de enlcades
1.2.1.1. Enlace sensillo
1.2.1.1.1. En un enlace sencillo intervienen 2 electrones. Pueden ser aportados uno por cada atomo, oambos por el mismo atomo (enlace dativo)
1.2.1.2. Nos ayuda a saber que tipo de enlace es según el resultado de la resta de los valores de electronegatitvidad.
1.2.1.2.1. Si el resultado esta ente 0 y 0.4 es un enlace covalente no polar
1.2.1.2.2. Si esta entre 0.5 y 1.9 es un enlace covalente polar
1.2.1.3. Enlace doble
1.2.1.3.1. En un enlace doble intervienen 4 electrones (2 pares)
1.2.1.3.2. Si el resultado da mas de 2.0 es un enlace ionico.
1.2.1.4. Enlace triple
1.2.1.4.1. En un enlace triple intervienen 6 electrones (3 pares)
1.3. Electronegatividad
1.3.1. Es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.
1.3.2. Ejemplos
1.3.2.1. Ionico
1.3.2.1.1. NaCl → Na:0,9, Cl: 3,2 (diferencia de electronegatividades: 2,3) KBr → K: 0,8, Br: 3,0 (diferencia: 2,2)
1.3.2.2. Covalente polar
1.3.2.2.1. H2O → O: 3,4, H: 2,2 (diferencia: 1,2) NH3 → N: 3, H: 2,2 (diferencia: 0,8)
1.3.2.3. Covalente no polar
1.3.2.3.1. CH4 → C: 2,6, H: 2,2 (diferencia: 0,4)
1.4. Polaridad de enlace
1.4.1. Molecula No polar
1.4.1.1. Donde la molécula no tiene un lugar mas polar que el otro, la molécula tiene la misma polaridad.Donde es igual a 0
1.4.1.1.1. Ejemplos
1.4.2. Molécula dipolar
1.4.2.1. Tiene dos polos uno negativo y otro positivo. Donde es diferente de 0
1.4.2.1.1. Ejemplos
2. Metalico
2.1. Es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí.
2.2. Ejemplos de enlaces metalicos: Enlaces entre los átomos de Plata (Ag).
2.3. Enlaces entre los átomos de Oro (Au).
2.4. Enlaces entre los átomos de Cadmio (Cd).
3. ionico
3.1. Es el resultado de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo respecto a las valencias de los elementos y el número de electrones que quieren perder o ganar para completar las capas, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo.
3.2. Ejemplos de enlaces ionicos
3.3. Hidróxido de zinc (Zn(OH)2)
3.4. Cloruro de sodio (NaCl)
3.5. Nitrato de plata (AgNO3)
4. covalente
4.1. Se produce cuando átomos se unen, para alcanzar el "octeto estable", y comparten electrones del último nivel1 (excepto el hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones). Existen dos tipos de enlaces covalentes:
4.2. Covalente polar
4.2.1. Ejemplos
4.2.1.1. Tolueno –C₇H₈
4.2.1.2. Tetracloruro de carbono –CCl₄
4.2.1.3. Metoxietano C₃H₈O.
4.3. Covalente no polar
4.3.1. Ejemplos
4.3.1.1. El dióxido de carbono (CO2)
4.3.1.2. El tetracloruro de carbono (CCl4)
4.3.1.3. el Isobutano (H3C)-CHCH3-CH3