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Los enlaces químicos son fundamentales en la formación de compuestos. Este documento explora los diferentes tipos de enlaces, sus propiedades y teorías relacionadas, incluyendo:
1/3/2023
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El enlace covalente se forma entre átomos con electronegatividades similares mediante la compartición de electrones. La estructura de Lewis es una representación gráfica de cómo se distribuyen los electrones en una molécula.
Definition: Enlace covalente apolar - Se forma cuando los átomos tienen la misma electronegatividad y los electrones se distribuyen de forma simétrica.
Definition: Enlace covalente polar - Se forma cuando los átomos tienen diferente electronegatividad y los electrones se distribuyen de forma asimétrica.
Las excepciones a la regla del octeto son importantes de considerar:
Highlight: Algunos compuestos como PCl₅, SF₆ y BF₃ no cumplen con la regla del octeto debido a la expansión del octeto o la deficiencia de electrones.
El enlace coordinado o dativo es un tipo especial de enlace covalente donde ambos electrones del enlace son aportados por el mismo átomo.
Example: En la molécula de H₃O⁺, el oxígeno aporta los dos electrones para formar el enlace con el tercer hidrógeno.
La teoría de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia (TRPECV) es fundamental para entender la geometría molecular. Esta teoría se centra en la disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central.
Vocabulary: TRPECV - Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.
La teoría del enlace de valencia explica la formación de enlaces covalentes mediante el solapamiento de orbitales atómicos con electrones desapareados. Este solapamiento puede ser frontal (enlace σ) o lateral (enlace π).
La hibridación es un concepto importante que explica la geometría de algunas moléculas. Los orbitales híbridos se forman por la combinación de orbitales atómicos.
Example: La hibridación sp³ en el metano (CH₄) resulta en una geometría tetraédrica.
La resonancia es un fenómeno donde una molécula puede ser representada por múltiples estructuras de Lewis. Esto ocurre cuando el átomo central puede colocar el doble enlace en diferentes posiciones.
La carga formal es un concepto útil para determinar la estructura más estable de una molécula. Se calcula considerando la valencia del átomo y los electrones que lo rodean.
Definition: Carga formal = electrones de valencia - (electrones no enlazantes + ½ electrones enlazantes)
Las fuerzas intermoleculares son interacciones entre moléculas que afectan las propiedades físicas de las sustancias. Estas incluyen:
Highlight: El enlace de hidrógeno es una interacción particularmente fuerte entre un átomo de hidrógeno y átomos muy electronegativos como N, O o F.
Los metales tienen características únicas debido a su estructura electrónica. Tienen pocos electrones en su capa de valencia, orbitales desocupados y bajos potenciales de ionización.
Dos teorías principales explican el enlace metálico:
Modelo del mar de electrones: Los electrones de valencia forman una "nube" que rodea a los iones positivos en una estructura cristalina.
Modelo de bandas: Los orbitales atómicos se solapan formando bandas de energía.
Highlight: En el modelo de bandas, el solapamiento de orbitales atómicos forma orbitales moleculares que se extienden a lo largo de todo el metal, creando bandas de energía.
Estas teorías ayudan a explicar propiedades características de los metales como su conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad.
Vocabulary: Ductilidad - Capacidad de un metal para ser estirado en hilos finos sin romperse.
Vocabulary: Maleabilidad - Capacidad de un metal para ser deformado en láminas delgadas sin romperse.
La comprensión de estos conceptos es fundamental para entender la estructura y propiedades de los materiales en química y ciencia de materiales.
Los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su capa de valencia y bajos potenciales de ionización. Dos modelos principales explican el enlace metálico:
Modelo del mar de electrones: los electrones de valencia forman una "nube" que rodea a los iones positivos en una estructura cristalina.
Modelo de bandas: los orbitales atómicos se solapan para formar bandas de energía.
Vocabulary: Banda de valencia: banda de energía más alta ocupada por electrones en un metal. Vocabulary: Banda de conducción: banda de energía más baja desocupada en un metal.
Estos modelos ayudan a explicar las propiedades características de los metales, como su alta conductividad eléctrica y térmica.
El enlace iónico se forma cuando se combinan elementos con electronegatividades muy diferentes. Los elementos más electronegativos forman iones negativos, mientras que los menos electronegativos forman iones positivos. La atracción electrostática entre estos iones crea un enlace estable que libera energía.
La energía reticular es un concepto importante en los compuestos iónicos. Se define como la energía necesaria para separar los iones de un compuesto iónico a una distancia donde ya no interactúan. Esta energía se puede calcular mediante el ciclo de Born-Haber.
Highlight: La energía reticular es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional al radio iónico.
Los cristales iónicos tienen estructuras características. El índice de coordinación, que es el número de iones de signo opuesto alrededor de un ion en el cristal, es un factor importante en estas estructuras.
Example: El cloruro de sodio (NaCl) tiene una estructura cúbica centrada en las caras con un índice de coordinación de 6.
Las propiedades de compuestos iónicos incluyen:
Vocabulary: Energía reticular - La energía necesaria para separar completamente los iones de un compuesto iónico en estado gaseoso.
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Definition: Enlace covalente apolar - Se forma cuando los átomos tienen la misma electronegatividad y los electrones se distribuyen de forma simétrica.
Definition: Enlace covalente polar - Se forma cuando los átomos tienen diferente electronegatividad y los electrones se distribuyen de forma asimétrica.
Las excepciones a la regla del octeto son importantes de considerar:
Highlight: Algunos compuestos como PCl₅, SF₆ y BF₃ no cumplen con la regla del octeto debido a la expansión del octeto o la deficiencia de electrones.
El enlace coordinado o dativo es un tipo especial de enlace covalente donde ambos electrones del enlace son aportados por el mismo átomo.
Example: En la molécula de H₃O⁺, el oxígeno aporta los dos electrones para formar el enlace con el tercer hidrógeno.
La teoría de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia (TRPECV) es fundamental para entender la geometría molecular. Esta teoría se centra en la disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central.
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La teoría del enlace de valencia explica la formación de enlaces covalentes mediante el solapamiento de orbitales atómicos con electrones desapareados. Este solapamiento puede ser frontal (enlace σ) o lateral (enlace π).
La hibridación es un concepto importante que explica la geometría de algunas moléculas. Los orbitales híbridos se forman por la combinación de orbitales atómicos.
Example: La hibridación sp³ en el metano (CH₄) resulta en una geometría tetraédrica.
La resonancia es un fenómeno donde una molécula puede ser representada por múltiples estructuras de Lewis. Esto ocurre cuando el átomo central puede colocar el doble enlace en diferentes posiciones.
La carga formal es un concepto útil para determinar la estructura más estable de una molécula. Se calcula considerando la valencia del átomo y los electrones que lo rodean.
Definition: Carga formal = electrones de valencia - (electrones no enlazantes + ½ electrones enlazantes)
Las fuerzas intermoleculares son interacciones entre moléculas que afectan las propiedades físicas de las sustancias. Estas incluyen:
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Los metales tienen características únicas debido a su estructura electrónica. Tienen pocos electrones en su capa de valencia, orbitales desocupados y bajos potenciales de ionización.
Dos teorías principales explican el enlace metálico:
Modelo del mar de electrones: Los electrones de valencia forman una "nube" que rodea a los iones positivos en una estructura cristalina.
Modelo de bandas: Los orbitales atómicos se solapan formando bandas de energía.
Highlight: En el modelo de bandas, el solapamiento de orbitales atómicos forma orbitales moleculares que se extienden a lo largo de todo el metal, creando bandas de energía.
Estas teorías ayudan a explicar propiedades características de los metales como su conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad.
Vocabulary: Ductilidad - Capacidad de un metal para ser estirado en hilos finos sin romperse.
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La comprensión de estos conceptos es fundamental para entender la estructura y propiedades de los materiales en química y ciencia de materiales.
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Los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su capa de valencia y bajos potenciales de ionización. Dos modelos principales explican el enlace metálico:
Modelo del mar de electrones: los electrones de valencia forman una "nube" que rodea a los iones positivos en una estructura cristalina.
Modelo de bandas: los orbitales atómicos se solapan para formar bandas de energía.
Vocabulary: Banda de valencia: banda de energía más alta ocupada por electrones en un metal. Vocabulary: Banda de conducción: banda de energía más baja desocupada en un metal.
Estos modelos ayudan a explicar las propiedades características de los metales, como su alta conductividad eléctrica y térmica.
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La energía reticular es un concepto importante en los compuestos iónicos. Se define como la energía necesaria para separar los iones de un compuesto iónico a una distancia donde ya no interactúan. Esta energía se puede calcular mediante el ciclo de Born-Haber.
Highlight: La energía reticular es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional al radio iónico.
Los cristales iónicos tienen estructuras características. El índice de coordinación, que es el número de iones de signo opuesto alrededor de un ion en el cristal, es un factor importante en estas estructuras.
Example: El cloruro de sodio (NaCl) tiene una estructura cúbica centrada en las caras con un índice de coordinación de 6.
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