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Enlaces Químicos

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Descripción de manera resumida sobre los enlaces químicos.
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Enlaces Químicos
  1. Un enlace químico es la atracción que existe entre dos o más átomos, que los hace mantenerse juntos reduciendo así la energía potencial de sus electrones.
    1. Para ello se requiere de
      1. La Regla del octeto y la estructura de Lewis
        1. Los átomos tienden a formar enlaces hasta completar 8 electrones en su último nivel de energía más externo.
          1. Para lograrlo, los átomos pierden, ganan o comparten electrones hasta adquirir la configuración estable de un gas noble.
            1. En el siguiente ejemplo, se muestra como el primer elemento sede uno de sus electrones para que el segundo acomplete la configuración de 8 electrones y se forme un compuesto.
          2. El diagarama de Lewis es un símbolo en el cual los electrones de la capa de valencia de un átomo o de un ión simple son representados por puntos colocados alrededor del símbolo del elemento. cada punto representa un electrón; fórmula electrónica o estructura de punto-electrón.
        2. Algunos tipos de enlaces son:
          1. Enlace iónico
            1. Enlace iónico, polar, salino o electrovalente es el que se efectúa entre metales y no metales por la transferencia de electrones del elemento metálico al no metálico por la fuerza electroestática.
              1. La unión de átomos de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica).
            2. Covalente
              1. Aquel que se forma al compartir uno o más pares de electrones entre átomos no metálicos .
                1. Actualmente existen 2 teorías que tratan de explicar la forma en que los átomos se unen para formar moléculas
                  1. Teoría de enlace de valencia (TEV)
                    1. Basado en la idea de que, para formar un enlace entre dos átomos, cada uno debe de tener un electrón desapareado (solitario) en un orbital.
                      1. A partir de esto se deduce que la cantidad máxima de enlaces covalentes que puede formar un átomo es igual a la cantidad de orbitales incompletos que el átomo puede tener.
                        1. La teoría introduce el modelo de la hibridación para explicar la geometría, ángulo de alcance y dirección de las moléculas .
                          1. HIBRIDACIÓN
                            1. Mezcla de orbitales atómicos puros para formar nuevos orbitales atómicos y explicar las diferentes capacidades de combinación de un átomo con otro.
                    2. Teoría del orbital molecular (TOM)
                      1. Se forma un enlace cuando dos átomos se acercan lo suficiente para establecer la superposición máxima de los orbitales átomicos, logrando una molécula estable.
                2. Enlace covalente no polar, homopolar o puro.
                  1. Cuando 2 átomos del mismo elemento (no metálico) se unen para formar una molécula simétrica y sin carga.
                    1. Su diferencia de electronegatividad es igual a cero.
                      1. La molécula de hidrógeno presenta este tipo de enlace.
                  2. Enlace covalente polar o heteropolar.
                    1. Cuando dos átomos no metálicos con diferentes electronegatividades se unen.
                      1. Comparten electrones y la nube electrónica se acumula en el átomo de mayor electronegatividad.
                        1. Su diferencia de electronegatividad es menor a 1.7 Pauling.
                    2. Covalente coordinado o dativo.
                      1. En este, uno de los átomos es el que aporta el par (o pares) electrónicos de unión.
                        1. Se representa con una flecha que va desde el átomo que aporta el par hacia el átomo que lo recive, hay un donador y u receptor.
                      2. Enlace metálico
                        1. Los átomos de los metales comparten electrones externos con todos los átomos vecinos más cercanos.
                        2. Covalente polar o heteropolar.
                          1. Cuando dos átomos con diferentes electronegatividades se unen, comparten electrones y la nube electrónica se acumula en el átomo de mayor electronegatividad, quedando con caraga prinipalmente electronegativa, su diferencia de electronegatividad es menor de 1.7 Pauling
                          2. Covalente coordinado o dativo
                            1. Uno de los átomos es el que aporta el par (o pares) electrónicos de unión. Se representa con una flecha que va desde el átomo que aporta el par hacia el átomo que lo recibe (donador y recptor)
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