1. TIPOS DE ENLACES.
1.1. ENLACE IONICO.
1.1.1. Interacción o fuerza que genera que dos o más átomos mantengan una unión basada en la transmisión de electrones entre ambos.
1.2. ENLACE COVALENTE.
1.2.1. Se forma cuando se unen un metal y un no metal.
1.2.2. NO POLAR.
1.2.2.1. Enlace covalente en que se unen dos elementos con el mismo nivel de electronegatividad y cuya unión no provoca que una de las partes pierda o gane electrones, siendo los átomos del mismo elemento.
1.2.3. POLAR.
1.2.3.1. Ambos poseen una electronegatividad semejante aunque no idéntica, con lo que tienen diferentes cargas eléctricas.
1.3. ENLACE METALICO.
1.3.1. Estas estructuras tienden a aparecer como elementos sólidos y consistentes, deformables pero difíciles de romper.
1.4. FUERZAS DE VAN DER WAALS.
1.4.1. Dentro de este tipo de uniones podemos encontrar la unión de dos dipolos permanentes, dos dipolos inducidos o entre dipolo permanente e inducido.
1.5. ENLACE POR HIDROGENO O POR PUENTE DE HIDROGENO.
1.5.1. En estos enlaces el hidrógeno tiene carga positiva y se ve atraído por átomos electronegativos polares, generando una interacción o puente entre ambos. Dicha unión es considerablemente débil.
2. PROPIEDADES DE LA MOLECULA CON BASE EN SU TIPO DE ENLACE.
2.1. Hibridación
2.1.1. Permitió justificar su geometría ya que la valencia no la podía explicar. Todas las moléculas están en un sistema tridimensional (largo, ancho y alto), por lo que se considera que se encuentran ocupando un lugar en el espacio.
2.2. Enlace polar y polaridad de una molécula
2.2.1. El enlace polar es una medida acerca de lo que tan equivalentemente se comparten los electrones de un enlace entre los dos átomos que se unen; a medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos aumenta la polaridad de la molécula.
2.3. Propiedades de la sustancia con base en su estructura y tipo de enlace
2.3.1. Las moléculas polares neutras se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de otra.
3. ATRACCIONES INTERMOLECULARES PARA MOLECULAS DIATOMICAS.
3.1. ION.
3.2. DIIPOLO.
3.3. DIPOLO INDUCIDO.
3.3.1. Tienen lugar entre un ión y una molécula apolar. La proximidad del ión provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar que convierte en una molécula polarizada.
3.4. FUERZAS HIDROFOBICAS.
3.4.1. Las moléculas hidrofóbicas tienden a asociarse por el simple hecho de que evitan interaccionar con el agua. Lo hace por razones termodinámicas: las moléculas hidrofóbicas se asocian para inimizar el número de moléculas de agua que puedan estar en contacto con las moléculas hidrofóbicas
4. Distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad.
5. TEORIA DEL ORBITAL MOLECULAR.
6. Son las que se establecen entre iones de igual o distinta carga: Los iones con cargas de signo opuesto se atraen Los iones con cargas del mismo signo se repelen
7. la Teoría del orbital molecular, aprovechan el modelo cuántico ondulatorio del átomo para explicar cómo se producen enlaces entre átomos.
7.1. Cada combinación lineal de dos orbitales atómicos, cada uno de un átomo, produce dos orbitales moleculares.
7.2. Se combinan linealmente los orbitales atómicos de energía similar y orientación adecuada.
7.3. Según las características de los orbitales moleculares obtenidos pueden ser clasificados en:
7.3.1. Orbitales moleculares enlazantes: poseen una energía menor que los orbitales atómicos de partida y representan un aumento de la probabilidad de encontrar al electrón en la zona internuclear.
7.3.2. Orbitales moleculares antienlazantes: tienen un contenido energético mayor que los orbitales atómicos que se combinan y se corresponden con una disminución de la probabilidad de encontrar el electrón en la zona situada entre los núcleos de los átomos que se enlazan.