Electrones de valencia Simbolismo de Lewis Tipos de

Electrones de valencia. Simbolismo de Lewis Tipos de enlace químico Mesomería o resonancia Números de oxidación

U 11 |Electrones de valencia. Simbolismo de Lewis Electrones de valencia: Electrones más exteriores de los átomos. Capa de valencia: Capa electrónica más externa de los átomos. Notación de Lewis: En esta notación se escribe el símbolo del elemento y, distribuidos alrededor suyo, se representan los electrones de valencia mediante puntos, círculos, aspas, etc. La notación de Lewis muestra el número de electrones desparejados en cada átomo. Simbolismo de Lewis de los átomos de los primeros elementos de la tabla periódica.

U 11 |Tipos de enlace químico Covalente dativo Propiedades de los enlaces covalentes Enlace de hidrógeno Iónico Metálico

U 11 |Enlace covalente El enlace covalente consiste en la compartición de uno o más pares de electrones por dos átomos. Moléculas con enlaces covalentes Modelo molecular del hidrógeno y longitud de enlace. Modelo de la molécula de cloro y longitud de enlace. Modelo de la molécula de nitrógeno.

U 11 |Enlace covalente dativo Enlace covalente en el que el par de electrones compartidos son aportados sólo por uno de los dos átomos, de manera que cada átomo queda con una configuración electrónica estable. Se presenta especialmente en iones poliatómicos. Moléculas con enlaces covalentes dativos Modelo molecular del amoníaco. Modelo molecular del tetracloruro de carbono.

U 11 |Propiedades de los enlaces covalentes Si los electrones de un doblete enlazante están igualmente compartidos por los dos átomos unidos, el enlace covalente se denomina homopolar o no polar. Si los dos átomos unidos son diferentes, los electrones enlazantes están desigualmente compartidos por los dos átomos, el enlace covalente se denomina polar. La unión covalente entre los átomos que forman una molécula es muy fuerte. En cambio las fuerzas de atracción que se producen entre las moléculas son débiles, sobre todo si las moléculas son no polares. Las sustancias covalentes son malas conductoras de la electricidad tanto en estado sólido como fundidas. El monocloruro de yodo, ICI, es un ejemplo de molécula polar. El cloro es más electronegativo que el yodo.

U 11 |Enlace de hidrógeno Se produce cuando el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo, como por ejemplo el flúor o el oxígeno. El átomo electronegativo atrae con fuerza a los electrones del enlace y dejan cargado positivamente el átomo de hidrógeno que atrae al átomo electronegativo de una molécula vecina. A causa del enlace de hidrógeno se produce una asociación molecular. Asociación molecular del fluoruro de hidrógeno y del agua.

U 11 |Enlace iónico El enlace iónico consiste en la unión de los iones con cargas eléctricas opuestas como consecuencia de su mutua atracción electrostática. La característica fundamental de los compuestos iónicos es que están constituidos por iones y, por tanto, no forman moléculas. . Red cristalina del cloruro de sodio.

U 11 |Enlace metálico La fuerza de atracción entre los iones positivos de un metal y los electrones de la nube electrónica constituye el enlace metálico. Hay tres estructuras cristalinas o retículos metálicos típicos: a) Retículo cúbico centrado en el cuerpo. b) Retículo cúbico centrado en las caras. c) Retículo hexagonal.

U 11 |Mesomería o resonancia Característica que presentan ciertas moléculas o iones de poder ser representados por más de un diagrama de Lewis. Cada una de las fórmulas, con la misma distribución atómica pero diferente distribución electrónica, se denomina forma límite. La molécula o ión poliatómico es un estado intermedio entre todas las fórmulas límite, denominado híbrido de resonancia. Modelo molecular del dióxido de azufre y sus formas resonantes.

U 11 |Números de oxidación El número de oxidación de un elemento en una especie química es un número entero (positivo o negativo), cuyo valor corresponde a la carga que tendría un átomo de este elemento si los electrones de cada enlace se asignaran al átomo más electronegativo. Los números de oxidación se escriben en números romanos. Para determinar los números de oxidación son útiles las siguientes reglas: • El número de oxidación de un átomo de un elemento libre es cero. • El número de oxidación de cualquier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. • El número de oxidación del flúor es siempre –I. • El número de oxidación del oxígeno es –II, excepto en sus compuestos con el flúor, en que es II, y en los peróxidos, en que es –I. • El hidrógeno presenta número de oxidación I cuando se combina con los no metales. • El hidrógeno presenta número de oxidación –I cuando se combina con los metales. • Todos los metales alcalinos presentan siempre número de oxidación I, mientras que los metales alcalinotérreos presentan siempre número de oxidación II.