Introducción a los Enlaces Químicos y Estabilidad Atómica; Regla del Octeto y sus Excepciones; Enlaces Iónico, Covalente y Metálico; Estructuras de Lewis y Polaridad; Hibridación y Geometría Molecular

Enlaces Químicos: Fundamentos y Aplicaciones

Química

Enlaces Químicos

INTEGRANTES DEL EQUIPO :Luna Soto BallinasJulián Abimael Chi InsausteMichelle alejandra cauich huitzNaylea Rubí Cu Euan

Introducción a Enlaces Químicos

Los enlaces químicos son la fuerza fundamental que une los átomos, formando moléculas y compuestos. Esta interacción determina las propiedades físicas y químicas de la materia, desde la estabilidad del agua hasta la conductividad de los metales. Comprenderlos es esencial para la química.

Electrones de Valencia y Estabilidad

Los electrones de valencia son cruciales para la formación de enlaces, buscando alcanzar configuraciones electrónicas estables, como la del neón (Ne) o argón (Ar). Esta estabilidad, a menudo lograda mediante la regla del octeto, minimiza la energía del sistema atómico. Por ejemplo, el sodio (Na) cede su único electrón de valencia para emular la configuración del Ne.

La Regla del Octeto

• Átomos buscan estabilidad con 8 e- valencia (excepto H, He, Li, Be, B).

• Ganar, perder, compartir electrones para configuración de gas noble.

• Ej: NaCl (Na pierde, Cl gana), O₂ (comparten), CH₄ (comparten).

• Excepciones: Octetos expandidos (SF₆, PCl₅), incompletos (BF₃).

Octetos Incompletos y Expandidos

Moléculas con Número Impar de Electrones

Algunos elementos, como el Berilio (Be) y el Boro (B), forman compuestos estables con menos de ocho electrones de valencia, como en el BeCl₂ o el BF₃. Otros, especialmente a partir del tercer periodo, pueden expandir su octeto utilizando orbitales d vacíos, acomodando más de ocho electrones. Ejemplos incluyen el PCl₅ (fósforo con 10 electrones) y el SF₆ (azufre con 12 electrones).

Las moléculas con un número impar de electrones de valencia son radicales libres y no pueden satisfacer la regla del octeto para todos sus átomos. Son altamente reactivas y paramagnéticas. Ejemplos clásicos son el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO₂), donde el nitrógeno a menudo queda con un número impar de electrones.

Estructuras de Lewis

• Contar electrones de valencia totales (ej. H₂O: 1x2 + 6 = 8e⁻).

• Identificar átomo central (el menos electronegativo, ej. C en CO₂).

• Formar enlaces simples (un par de e⁻ por enlace, ej. C-O).

• Completar octetos con pares no enlazantes (ej. O en H₂O).

Enlace Iónico: Transferencia Electrónica

El enlace iónico se forma por la transferencia completa de electrones de un átomo metálico a uno no metálico, creando iones con cargas opuestas. Esta atracción electrostática entre cationes y aniones, como en el NaCl (Na⁺ + Cl⁻), estabiliza el compuesto. Los metales alcanzan la configuración de gas noble perdiendo electrones, mientras que los no metales la logran ganándolos.

Propiedades de Compuestos Iónicos

• Altos puntos de fusión: NaCl (801°C), MgO (2852°C).

• Conductividad eléctrica: Fundidos o disueltos (ej. NaCl acuoso).

• Fragilidad y dureza: Estructura cristalina rígida (ej. KCl).

• Solubilidad en disolventes polares: Agua disuelve LiF, CaF₂.

Enlaces Químicos: Fundamentos y Aplicaciones

Introducción a los Enlaces Químicos y Estabilidad Atómica; Regla del Octeto y sus Excepciones; Enlaces Iónico, Covalente y Metálico; Estructuras de Lewis y Polaridad; Hibridación y Geometría Molecular

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