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ENLACE QUÍMICO
La mayor parte de los átomos son inestables electrónicamente (no tienen sus
niveles llenos), para lograr la estabilidad pueden:
a) ganar electrones (formación de un anión), o bien perderlos (formación de un
catión).
b) unirse a otro átomo y compartir esos electrones.
Tipos de enlace:
ENLACE IÓNICO
Es la transferencia de electrones (1 o más) desde un átomo a otro.
El átomo que lo recibe se transforma en anión y el que lo cede en catión. Los
iones formados tienen carga opuesta y se atraen (ambos quedan estabilizados
electrónicamente).
Cada vez que se unan elementos metálicos con elementos No metálicos, el
enlace será iónico.
Generalmente se forman enlaces iónicos entre elementos de los Grupos I A y
II A con VI A y VII A. Es decir, cuando la diferencia de electronegatividad es
grande.
NOTA: la excepción a esta regla la conforma el hidrógeno que aunque pueda
perder un electrón, se estabiliza electrónicamente mediante un enlace de tipo
covalente (recordar que el hidrógeno no es un METAL).
Ejemplos de compuestos iónicos simples:
LiBr
MgCl2
KCl
CaI2
CsCl
NaF
Propiedades de los compuestos iónicos:



Puntos de Fusión altos
Gran conductividad eléctrica
Gran disociación y ionización en agua
ENLACE COVALENTE:
La diferencia de electronegatividad no es tan grande para que haya
transferencia de electrones; en esta situación se habla de enlaces de tipo
covalente.
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En un enlace covalente se comparten uno o más pares de electrones
(pueden existir enlaces simples, dobles y hasta triples).

Enlace covalente apolar:
Ocurre cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos
involucrados en el enlace es cero.
Un ejemplo de ello, son todas las moléculas diatómicas homonucleares
(igual núcleo) (H2, O2, N2, F2, Cl2). Estas moléculas NO presentan momento
dipolar, luego
μ = 0.

Enlace covalente Polar:
Aquí, los átomos involucrados presentan una diferencia en sus
electronegatividades (por ejemplo una molécula diatómica heteronuclear).
Un ejemplo es el HCl (molécula gaseosa en estado ambiente). Podemos
mencionar también que existe un grado de polaridad en esta molécula, donde
el cloro atrae con más fuerza el par de electrones. Se observa además la
asimetría con que se distribuye la densidad electrónica, siendo mayor en torno
al cloro y menor respecto al hidrógeno, luego la molécula tendrá momento
dipolar (μ ≠ 0).
Finalmente diremos que el hidrógeno al compartir el par de electrones cumple
con el dueto y el cloro por su parte con el octeto. Los compuestos covalentes
poseen puntos de fusión y ebullición bajos.

Enlace covalente coordinado o dativo:
Este tipo de enlace se caracteriza porque uno de los átomos aporta el
par de
electrones al enlace.
Estructura de Lewis:
Es un método sencillo que permite dibujar y conocer la estructura típica
de una molécula.Consiste en dibujar los elementos químicos que se enlazan,
considerando los electrones de valencia que poseen y el grupo periódico donde
se ubican.
Cuando se enlazan debemos tener presente que lo hacen sólo para estabilizar
su energía. De esta forma, la gran mayoría de los elementos de la tabla
periódica sigue una reglo nemotécnica denominada “regla del octeto” y
consiste simplemente en ubicar alrededor de cada átomo un máximo de 8
electrones. Con esto, logramos completar los niveles de energía del átomo y
conseguimos la estabilidad energética esperada.
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Estructuras de Lewis para algunos elementos y moléculas :
Concepto de Valencia:
Se asocia a la capacidad de combinación de un elemento. En otras
palabras cuando establecemos la estructura de Lewis, la valencia corresponde
a la cantidad de electrones que el elemento ocupa para enlazar.
Ej: en el H2SO4 el azufre ocupa todos sus electrones en enlazar, luego tiene 6
electrones de valencia y por tanto tiene valencia VI.
Otro ej: en el NH3 el nitrógeno actúa con valencia III y el hidrógeno con valencia
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Números de oxidación o estado de oxidación:
El estado de oxidación corresponde a la carga que presenta un
elemento en un compuesto. Por definición los elementos puros presentan
estado de oxidación cero.
El oxígeno presenta habitualmente estado de oxidación –2.El hidrógeno suele
poseer estado de oxidación +1 (a excepción de los hidruros donde es –1).
Muchos elementos poseen más de un estado de oxidación. Por
ejemplo, el nitrógeno posee 2 números de oxidación (-3 y +5), en la molécula
de amoníaco; NH3, tendrá estado de oxidación –3 ya que al ser más
electronegativo que el hidrógeno (enlace covalente polar) tendrá la tendencia a
atraer los tres electrones que tiene a su alrededor para estabilizarse; luego el
hidrógeno tendrá estado de oxidación +1.
SIMETRÍA Y POLARIDAD DE MOLÉCULAS
Si el átomo central en una molécula se encuentra unido a átomos
iguales (ejemplo: CH4), se dice que la molécula posee simetría geométrica.
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Desde el punto de vista físico se dice que los momentos de fuerza
representados por la electronegatividad de los átomos involucrados en el
enlace se anulan y que por tanto la molécula presenta un momento dipolar
igual a cero. Cuando esto ocurre se le denomina “molécula apolar”. Lo
contrario ocurrirá si en la molécula el átomo central se encuentra unido a
diferentes átomos. Por tanto, una molécula asimétrica es siempre POLAR.
Ahora bien, en algunas ocasiones hay moléculas aparentemente simétricas, sin
embargo, si el átomo central presenta pares de electrones desapareados, la
molécula de todos modos será POLAR, aun cuando se encuentre enlazada a
átomos idénticos.
El agua es una molécula polar (el oxígeno posee 2 pares de electrones no
enlazados), y como solvente sólo será capaz de disolver a compuestos polares.
Lo mismo ocurrirá con solventes apolares. Aquellos entonces, solubles en agua
se les denomina hidrofílicos, a los otros se les llama hidrofóbicos.
Por último, si una molécula presenta al menos 1 enlace iónico será
soluble en agua (todos los compuestos iónicos lo son), entonces siempre será
POLAR, aún cuando sea simétrica.
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