1. Polaridad y Momento Dipolo
1.1. Polaridad
1.1.1. Propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la misma molécula.
1.2. Momento Dipolo
1.2.1. Siempre que 2 cargas eléctricas de igual magnitud, pero de signo opuesto están separadas a una cierta distancia se establece un "dipolo".
1.2.2. Se define como "momento dipolar" a la medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos. Es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica en un enlace químico.
2. Configuración Electrónica Estable y Cargas de los Iones
2.1. Configuración Electrónica
2.1.1. Indica la manera en la cual los electrones se estructuran, comunican u organizan en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas. También determina las propiedades totales de combinación química de los átomos y por lo tanto su posición en la tabla periódica.
2.1.2. Se rige según el diagrama de Moeller.
2.2. Distribución Electrónica
2.2.1. Distribución de electrones en los subniveles y orbitales de un átomo.
2.3. Carga de los Iones
2.3.1. Ión
2.3.1.1. Átomos o grupos de átomos que tienen una carga eléctrica.
2.3.1.2. En los grupos 1, 2, 13 y 14 de la tabla periódica, los elementos tienen de 1 a 4 electrones de valencia, como átomos neutros, y por lo general dan estos e- de valencia para convertirse en iones.
2.3.2. Catión
2.3.2.1. Iones con carga positiva.
2.3.2.2. La mayoría de los metales de transición pueden formar cationes con varias cargas. Es por eso que el bloque d de la tabla periódica arriba está marcado como "carga variable".
2.3.3. Anión
2.3.3.1. Iones con carga negativa
2.3.3.2. Los forman los grupos 15 a 17, la carga generalmente es negativa porque es más probable que estos elementos ganen electrones a que los pierdan.
3. Estructura de Lewis
3.1. En 1916 Lewis propuso su modelo de atómico, y pudo explicar de una manera sencilla el enlace químico como un par de electrones que mantiene unidos a dos átomos.
3.2. El fundamento del modelo son los pares electrónicos; la estabilidad de los compuestos se explica porque completan 8 electrones en su capa más externa.
3.3. Representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.
3.4. Pasos para escribirla:
3.4.1. 1. Se suman los electrones (e-) de valencia de los átomos. 2. Se calcula el número de electrones para que todos los átomos completen el octeto. 3. Calculamos los electrones que forman el enlace (paso 2 menos paso 1). 4. Dibujamos un esquema de la molécula. 5. Se distribuyen los electrones (o pares de electrones.
3.5. Estructuras Resonantes
3.5.1. Es una de dos o más estructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede representar exactamente con una sola estructura de Lewis.
4. Enlace Químico
4.1. Es la fuerza que mantiene a los átomos unidos en los compuestos. Estas fuerzas son de tipo electromagnético y pueden ser de distintos tipos y valores.
4.2. Regla del Octeto
4.2.1. "Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia".
5. Enlace Iónico
5.1. Se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta.
5.2. Los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.
5.3. Las sustancias iónicas casi siempre son resultado de la interacción de los metales y no metales.
5.4. Cuando el incremento de electronegatividad es mayor de 1.7.
6. Enlace Covalente
6.1. Resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los electrones no se quedan inmóviles en un punto, sino que se mueven entre los átomos. Esto da lugar a los principales tipos de enlaces covalentes:
6.1.1. Polar
6.1.1.1. Los átomos comparten electrones de forma desigual, así que pasan más tiempo cerca de un átomo que de otro. Debido a la distribución de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas y negativas en distintas partes de la molécula.
6.1.2. Apolar
6.1.2.1. La repartición de los electrones es más igualitaria.
6.1.2.2. Cuando las electronegatividades de los átomos unidos son iguales.
6.2. Los ejemplos más conocidos se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí.
6.3. Permiten que los átomos se agrupen en moléculas
6.4. Cuando la diferencia de electronegatividad es menor de 1.7.
7. Enlace Metálico
7.1. Se encuentran en metales como el hierro, el aluminio o el cobre.
7.2. En los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos.
7.2.1. Por ejemplo, un átomo de hierro es simplemente un átomo pero cuando se une con otros átomos del mismo elemento lo hace formando la red de átomos envueltos por electrones.