Enlace químico: fuerza que se establece entre átomos o grupos de átomos responsable de que permanezcan unidos. Estos se unen entre sí para transformarse en un sistema químico de mayor estabilidad. (mientras menos energía posea el sistema, más estable será). Para los átomos estar en una forma más estable, intentan completar su capa de valencia, alcanzando la configuración electrónica de los gases nobles.

Recordar: regla del octeto y del dueto (esta última solo para el hidrógeno). (Hay excepciones)

Para ello, el átomo compartirá, cederá o ganará electrones.

Tipos de enlace: los enlaces entre átomos se denominan intramoleculares, siendo más fuertes que los enlaces entre moléculas denominados intermoleculares.

Los enlaces intramoleculares son en la práctica una situación intermedia, pero estrictamente hablando se pueden clasificar según la electronegatividad de los átomos que se unen:

- Enlace metálico: entre metales, átomos de escasa electronegatividad, possen orbitales vacíos permitiendo el movimiento de los electrones. Forman redes pero con los electrones libres, teoría "mar o nube de e-"

- Enlace iónico: entre metales y no metales, elementos de electronegatividad muy diferente, donde el elemento más electronegativo capturará los electrones cedidos por el otro. Interacciones electrostáticas, por encima de 2 o 1.7 en la escala. Forman redes.

- Enlace covalente: entre no metales, alta electronegatividad, se comparten los electrones para completar la capa de valencia.
Puede ser polar debido a que no existe simetría en la distribución de cargas generándose cargas parciales en la molécula, por eso es importante el ángulo de enlace y la forma de la estructura que se forma.
Los apolares son totalmente neutros porque la distribución de cargas hace que se contrarresten entre sí, igual electronegatividad.
Puede ser sencillo, doble o triple según si se comparten uno, dos o tres pares de e- respectivamente.

- Enlace covalente coordinado o dativo: es un enlace covalente en el que uno de los elementos pone el par de electrones que se comparte.

Las estructuras resonantes o equivalentes son enlaces covalentes y en realidad la estructura real es una intermedia entre todas ellas denominada híbrido de resonancia. Ej, Benceno.

Los enlaces intermoleculares son de varios tipos siendo los mas importantes los puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.

Estructuras de Lewis y mecánica cuántica: la teoría de lewis nos permite saber la forma en que se unen los átomos en los enlaces covalentes, pero no nos aporta nada en cuanto a la geometría, propiedades, fuerza de enlace, etc. Por ello al aplicarse la mecánica cuántica al enlace químico, se pudo responder a esas inquietudes. Especialmente con dos teorías o (métodos de calculo dirían algunos): Teoría del enlace de valencia (TEV) y la teoría de los orbitales moleculares (TOM).
También desarrollare después, creo, junto con esas teorías, la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV).

Lewis: se realizan diagramas de lewis, donde se representan mediante puntos o cruces los e- de valencia, agrupados en parejas pudiendo representar cada pareja por una línea.

Pasos: (procedo a un bonito copy-page, del que no me hago 100% responsable)

Es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. Y esta representación... ¿Cómo se hace?
1. Elegir el átomo central, que será generalmente el menos electronegativo, exceptuando el H (y generalmente el F) que siempre son terminales porque solo pueden formar un enlace. En los compuestos orgánicos siempre es el C (excepto en los éteres).
2. Alrededor del átomo central se sitúan los demás (ligandos) de la forma más simétrica posible. En los oxácidos, generalmente el H se une al O. (En CO y NO, C y N son centrales).

3. Calcular el número total de electrones de valencia de todos los átomos, añadiendo la carga neta si la hay (ejemplos: si la carga neta es -2, añadir dos electrones; si la carga neta es +1, restar un electrón). Tendremos así el número total de electrones para asignar a enlaces y átomos.

4. Dibujar un enlace entre cada par de átomos conectados, asignando a cada enlace un par de electrones que se irán restando del total.

5. Comenzando por los ligandos y terminando en el átomo central, asignar los electrones restantes, en forma de pares, a cada átomo hasta cerrar capa. El H cierra con 2. En general los átomos centrales del 2º período cierran con 8 electrones, excepto Be con 4 y B con 6. Si hay algún electrón desapareado éste se representa por un solo punto, que se situará lógicamente en el átomo central (en este caso la molécula tiene momento magnético y es paramagnética).

6. Calcular la carga formal de cada átomo comenzando por el central. La carga formal es la carga hipotética que tiene cada átomo en la estructura de Lewis y se obtiene por diferencia entre los electrones de valencia del átomo libre y los asignados en la estructura a dicho átomo, es decir:

qf= nº e-valencia – (nº e-no enlazantes + nº enlaces)

7. Si la carga formal del átomo central es igual a la carga neta de la molécula o si es negativa, entonces la estructura es correcta y se termina aquí el proceso.

8. En caso contrario, modificar la estructura formando un doble enlace entorno al átomo central
desplazando un par no enlazante del ligando negativo al átomo central, lo que cancela un par de cargas formales, una negativa y otra positiva.

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