En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones

se estructuran en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el

modelo de capas electrónico, en el cual la función de onda del sistema se expresa como

un producto de orbitales antisimetrizado.1 2 Cualquier conjunto de electrones en un

mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas

idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de

Pauli nos dice que la función de onda total (conjunto de electrones) debe ser

antisimétrica.3 Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un

electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en una

aproximación no relativista (los estados que son función propia de la ecuación de

Schrödinger en donde es el hamiltoniano monoelectrónico

correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la

mecánica cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la

imagen clásica de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su

expresión más básica, se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y

ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos

electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a

otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al

principio de exclusión de Pauli, no más de dos electrones pueden ocupar el mismo

orbital y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.

Contenido

[ocultar]

1 Valores de los números cuánticos

2 Notación

3 Historia

4 Distribución electrónica

5 Bloques de la tabla periódica

6 Regla de exclusión de Pauli

7 Regla del octeto

8 Anomalías de configuración electrónica

o 8.1 Antisarrus (Antiserruchos)

o 8.2 By pass

9 Energía Relativa de un Orbital

10 Orbital o REEMPE

11 Véase también

12 Referencias

13 Enlaces externos

[editar] Valores de los números cuánticos

Artículo principal: Números cuánticos

En el caso de los orbitales de los átomos hidrogenoides el número cuántico principal n

está asociado a los diferentes niveles de energía orbital permitidos o niveles cuánticos;

los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. Todos

los estados con el mismo número cuántico principal forman una capa (o nivel). Por

razones históricas, estas capas electrónicas (por ejemplo en espectroscopia de rayos X)

también se denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde al

momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos, y

por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. También por razones

históricas a estas subcapas (o subniveles), se les asigna una letra, que hace referencia al

tipo de orbital que describe el estado electrónico (s, p, d, f, ...),Los valores que puede

tomar l son: 0, 1, 2, ..., (n-1), siendo n el número cuántico principal. El tercer número

cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1

estados degenerados posibles. Cada uno de éstos puede ser ocupado por dos electrones

con espines opuestos, consecuencia de los dos posibles valores de la proyección sobre el

eje z del espín electrónico, ms, que puede tomar los valores +1/2 ó -1/2. Esto da un total

de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla siguiente).

Valor de l Letra Máximo número

de electrones

0 s 2

1 p 6

2 d 10

3 f 14

Número cuántico Valores posibles

n 1, 2, 3,...

l 0,..., (n-1)

m -l, (-l+1),..., 0,....,(+l-1), +l

ms -1/2, +1/2

[editar] Notación

Artículo principal: Orbital atómico

En Física y Química se utiliza una notación estándar para describir las configuraciones

electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición

de los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el

número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma

subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital

s de la primera capa, de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s1. El litio tiene

dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que su

configuración electrónica se escriba 1s2 2s

1 (pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-

uno"). Para el fósforo (número atómico 15), tenemos: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

3.

Para atomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo que se

utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son

iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón

(1s2 2s

2 2p

6) únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración

electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como: [Ne] 3s2 3p

3.

Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las propiedades

químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más externas.

El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los

orbitales, escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía orbital. Esto

significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La

mayor parte de los átomos siguen el orden dado por la regla de Madelung. Así, de

acuerdo con esta regla, la configuración electrónica del hierro se escribe como:

[Ar] 4s2 3d

6. Otra posible notación agrupa primero los orbitales con el mismo número

cuántico n, de tal manera que la configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s

2

(agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que están implicitos en la configuración del

argón).

El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único electrón no es obligatorio.4 Es

bastante común ver las letras de los orbitales escritas en letra itálica o cursiva. Sin

embargo, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda

utilizar letra normal, tal y como se realiza aquí.

[editar] Historia

Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las propiedades de

los elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo.5 Su

propuesta se basó en el modelo atómico de Bohr para el átomo, en el cual las capas

electrónicas eran órbitas electrónicas a distancias fijas al núcleo. Las configuraciones

originales de Bohr hoy parecen extrañas para el químico: al azufre se le asignaba una

configuración 2.4.4.6 en vez de 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

4.

Un año después, E. C. Stoner incorpora el tercer número cuántico de la teoría de

Sommerfeld en la descripción de las capas electrónicas, y predice correctamente la

estructura de capas del azufre como 2.8.6.6 Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de

Stoner podían describir correctamente los cambios del espectro atómico en un campo

magnético (efecto Zeeman). [1]

[editar] Distribución electrónica

Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La

configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:

Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:

s p d f

n = 1 1s

n = 2 2s 2p

n = 3 3s 3p 3d

n = 4 4s 4p 4d 4f

n = 5 5s 5p 5d 5f

n = 6 6s 6p 6d

n = 7 7s 7p

Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal

desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau

que significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de

configuración electrónica. Puede formularse como:7

sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden

creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que

los de mayor energía.

Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la

estructura electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con

1 ó 2 electrones. El subnivel p puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a

10 electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la

estructura electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de

los electrones. Los electrones se colocan primero en los subniveles de menor energía y

cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía

superior. Esto puede representarse por la siguiente tabla:

s p d f

n = 1 2

n = 2 2 6

n = 3 2 6 10

n = 4 2 6 10 14

n = 5 2 6 10 14

n = 6 2 6 10

n = 7 2 6

Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior

incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10

4p6 5s

2 4d

10 5p

6 6s

2 4f

14 5d

10 6p

6 7s

2 5f

14 6d

10 7p

6

Para determinar la configuración electrónica de un elemento, basta con calcular cuántos

electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando por

los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un

elemento con número atómico mayor tiene un electrón más que el elemento que lo

precede. El subnivel de energía aumenta de esta manera:

Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivel de energía.

Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los elementos de transición al

ubicarnos en los grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón

dando así una configuración fuera de lo común.

[editar] Bloques de la tabla periódica

La forma de la tabla periódica está íntimamente relacionada con la configuración

electrónica de los átomos de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos del grupo

1 tienen una configuración de [E] ns1 (donde [E] es la configuración del gas inerte

correspondiente), y tienen una gran semejanza en sus propiedades químicas. La capa

electrónica más externa se denomina "capa de valencia" y (en una primera

aproximación) determina las propiedades químicas. Conviene recordar que el hecho de

que las propiedades químicas eran similares para los elementos de un grupo fue

descubierto hace más de un siglo, antes incluso de aparecer la idea de configuración

electrónica.8 No está claro cómo explica la regla de Madelung (que más bien describe)

la tabla periódica,9 ya que algunas propiedades (tales como el estado de oxidación +2 en

la primera fila de los metales de transición) serían diferentes con un orden de llenado de

orbitales distinto.

[editar] Regla de exclusión de Pauli

Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón. De aquí

salen los valores del espín o giro de los electrones que es 1/2 y con proyecciones

.

También que en una orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el

número de electrones se ha acabado por lo cual el orden que debe de seguir este

ordenamiento en cada nivel es primero los de espín positivo (+1/2) y luego los

negativos.

El principio de exclusión de Pauli fue un principio cuántico enunciado por Wolfgang

Ernst Pauli en 1925. Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus

números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula

individual). Perdió la categoría de principio, pues deriva de supuestos más generales: de

hecho, es una consecuencia del teorema de la estadística del spin. El principio de

exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que forman estados

cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los

protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que

constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige, así pues,

muchas de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el

fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto

es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una

multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los

láseres. "Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los

mismos números cuánticos". Es sencillo derivar el principio de Pauli, basándonos en el

artículo de partículas idénticas. Los fermiones de la misma especie forman sistemas con

estados totalmente antisimétricos, lo que para el caso de dos partículas significa que:

(La permutación de una partícula por otra invierte el signo de la función que describe al

sistema). Si las dos partículas ocupan el mismo estado cuántico |ψ>, el estado del

sistema completo es |ψψ>. Entonces,

así que el estado no puede darse. Esto se puede generalizar al caso de más de dos

partículas.

[editar] Regla del octeto

Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos

electrones, uno de espín +1/2 y otro de espín -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene

configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con

la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente

establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno,

que se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2

electrones que le faltan, por esto se combina con 2 átomos de hidrógenos (en el caso del

agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y

otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el

nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2.

En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico

donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 91%. Ejemplo de

ello: 10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto: 11Na:(Ne)10, 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

[editar] Anomalías de configuración electrónica

Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones, a las

cuales consideramos como anomalías, entre estas tenemos:

[editar] Antisarrus (Antiserruchos)

Se presenta en elementos de los grupos VIB y IB

Ejemplo:

Grupo VIB:

24Cr: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

4 : es correcto .

24Cr: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

1, 3d

5 : es incorrecto

Grupo IB:'.i.'

29Cu: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

2, 3d

9 : es incorrecto.

29Cu: 1s

2, 2s

2, 2p

6, 3s

2, 3p

6, 4s

1, 3d

10 : es correcto.

[editar] By pass

Un gran número de elementos de transición interna presentan este fenómeno, donde el

subnivel <<f>> debe hacer transición al próximo subnivel <<d>>

[editar] Energía Relativa de un Orbital

La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los números

cuánticos principal y secundario.

ER: n + l

Donde:

n: nivel l: subnivel

Ejemplo:

4s: 4 + 0 : 4

3p: 3 + 1 : 4

4d: 4 + 2 : 6

5f: 5 + 3 : 8

6g: 6 + 4 : 10

3p: 3 + 9 : 12

[editar] Orbital o REEMPE

En química se usa la expresión REEMPE para designar el valor esperado de un

operador densidad de estados de dos electrones con . En otras palabras:

la región donde existe mayor posibilidad de encontrar como máximo 2 electrones que se

mueven en forma paralela y en sentidos contrarios. Su nombre provine de Región de

Espacio Energético de Manifestación Probabilística del Electrón.

[editar] Véase también

Valencia atómica

Electrón

Número cuántico

Orbital atómico

Regla de Hund

Principio de Aufbau

[editar] Referencias

1. ↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. "configuration

(electronic)". «Compendium of Chemical Terminology» Internet edition (en

inglés).

2. ↑ Glosario de términos usados en fotoquímica, Universitat Autònoma de

Barcelona, Servei de Publicacions, Bellaterra, 1999. pdf

3. ↑ Cohen-Tannoudji, Claude; Bernard Diu, Franck Laloë (1977). Quantum

Mechanics. vol.1 (3ª edición). París, Francia: Hermann. pp. 898. ISBN 0-471-

16432-1.

4. ↑ La forma completa de la notación de la configuración electrónica representa un

producto matemático, de ahí que 3p1 sea igual que 3p.

5. ↑ Niels Bohr (1923). «Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den

Atombau. I. Die Grundpostulate der Quantentheorie». Z. Phys. 13: pp. 117.

http://www.springerlink.de/content/w043r7r43625126w/?p=0c5e8080841a48d9

a3d27de149c3b6e3&pi=3.

6. ↑ E.C. Stoner (1924). «The distribution of electrons among atomic levels». Phil.

Mag. (6th Ser.) 48: pp. 719–36.

7. ↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. "aufbau principle".

«Compendium of Chemical Terminology» Internet edition (en inglés).

8. ↑ La semejanza en las propiedades químicas y la relación numérica existente

entre el peso atómico del calcio, estroncio y bario fue indicada por Johann

Wolfgang Döbereiner en 1817.

9. ↑ Scerri, Eric R. (1998). «How Good Is the Quantum Mechanical Explanation of

the Periodic System?». J. Chem. Ed. 75 (11): pp. 1384–85.

http://www.chem.ucla.edu/dept/Faculty/scerri/pdf/How_Good_is.pdf.

Ostrovsky, V.N. (2005). «On Recent Discussion Concerning Quantum

Justification of the Periodic Table of the Elements». Foundations of Chemistry 7

(3): pp. 235–39. doi:10.1007/s10698-005-2141

1. Introducción

Las propiedades de las sustancias están determinadas en parte por los enlaces químicos

que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace

químico, solo entra en contacto sus regiones más externas.

En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones covalentes. La

mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificación de minerales que contienen al

compuesto.

Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes se denominan

Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran los electrones de valencia.

La tendendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su capa de

valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo Lewis.

También hablaremos sobre la electronegatividad, el concepto relativo, en el sentido de que

la electronegatividad de un elemento solo se puede medir respecto de la de otros elementos.

Sabemos por varios experimentos que las moléculas tienen estructuras definidas; esto es,

los átomos de una molécula tienen posiciones definidas relativas uno con el otro en un

espacio de tres dimensiones, es de aquí donde sale el estudio experimental denominado El

Momento Dipolo.

El modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia basado en las

estructuras de Lewis, es un método bastante sencillo y directo para predecir las geométricas

moleculares.

La mecánica cuántica posee dos teorías: teoría del enlace de valencia y la teoría de orbítales

moleculares, ambas emplean los métodos de la mecánica cuántica pero hacen diferentes

suposiciones y simplificaciones.

2. Definición de enlace químico.

Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su

naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la

configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el

proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración

electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.

Enlace iónico:

El enlace iónico: fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto

iónico.

Características del enlace iónico.

Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta

disolver la sustancia.

Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.

Formación de los compuestos iónicos.

Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la

transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir,

es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para

formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón

para formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar

un electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal

común de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El

Na+ es el catión y el Cl – es el anión.

NaCl

Enlace Covalente:

Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten dos electrones.

Características del enlace covalente.

Es muy fuerte y se rompe con dificultad.

Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un

enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo:

un enlace O-H

Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se

favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H

o C-C

Tipos de enlaces covalentes. Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un

enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos

compuestos se formar enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos

comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones,

el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos

comparten tres pares de electrones.

Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten uno o más

pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades

entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña.

El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo:

O-H

Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de dos átomos de hidrógeno para

formar una molécula H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica

del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad para este único electrón

esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno (figura a).

Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo de

hidrógeno es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto por su propio núcleo

(figura b).

Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma

región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre los dos

núcleos. Porque son atraídos por ambos núcleos. (figura c):

Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace

covalente simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora

están en los orbítales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los

átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la

configuración del helio 1s2.

Otros pares de átomos no metálicos comparten pares electrónicos para formar enlaces

covalentes. El resultado de esta compartición es que cada átomo consigue una

configuración electrónica más estable (frecuentemente la misma que la del gas noble más

próximo).

Enlaces covalentes polares y no polares:

Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. En un enlace no polar tal como el

de la molécula de hidrógeno, H2, el par electrónico es igualmente compartido entre los dos

núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad

(tendencia de un átomo a atraer los electrones hacia sí en un enlace químico), es decir que

los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y

por tanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo. En este enlace covalente no polar, la

densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los

dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares, tales como

H2, O2, N2, F2 Y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades

idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas

diatómicas homonucleares deben ser no polares.

Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de hidrógeno los pares electrónicos están

compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado de polaridad ya que H y F no

son átomos idénticos y por lo tanto no atraen igualmente a los electrones. La

electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es de 4,0, claramente el átomo F con su

mayor electronegatividad, atrae el par electrónico compartido mucho más fuertemente que

H. La distribución asimétrica de la densidad electrónica está distorsionada en la dirección

del átomo más electronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica

deja a H algo positivo. El HF se considera una molécula diatómica heteronuclear, ya que

contiene dos clases de átomo.

Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar,

que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar, se define como el

producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas:

Q x r

Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en ambos extremos de una molécula

diatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signo opuesto. Sin

embargo en la ecuación Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo

que siempre es positiva. Los momentos dipolo generalmente se expresan en unidades

Debye (D), así denominadas en honor de Peter Debye. El factor de conversión es:

1 D = 3,33 x 10-30 C m

(Donde C es Coulomb y m es metro)

Un momento dipolar se mide colocando una muestra de la sustancia entre dos placas y

aplicando un voltaje. Esto produce un pequeño desplazamiento de la densidad electrónica

de cualquier molécula, así que el voltaje aplicado disminuye ligeramente. Sin embargo las

moléculas diatómicas que contienen enlaces polares, tales como HF, HCl, y CO, tienden a

orientarse en el campo eléctrico. Esto hace que el voltaje medido entre las placas disminuya

más marcadamente para estas sustancias, y así decimos que estas moléculas son polares.

Moléculas tales como F2 o N2 no se reorientan, así que el cambio de voltaje entre las placas

es ligero; decimos que estas moléculas son no polares. Generalmente, cuando las

diferencias de electronegatividades en las moléculas diatómicas aumentan, los momentos

dipolares medidos aumentan.

Los momentos dipolares asociados con enlaces individuales sólo pueden medirse en

moléculas diatómicas simples. Más que pares seleccionados de átomos, lo que se sujeta a

medición son moléculas enteras. Los valores medidos de momentos dipolares reflejan las

polaridades globales de las moléculas. Para las moléculas poliatómica son el resultado de

todos los dipolos de enlace de las moléculas.

El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está determinado tanto

por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. La presencia de enlaces polares no

necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo. Por ejemplo el

dióxido de carbono (CO2) es una molécula triatómica, por lo que su geometría puede ser

lineal o angular. Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la

molécula es angular; tiene un momento dipolo. En este caso, el momento dipolo de la

molécula completa es la resultante de los dos momentos de enlace, es decir, de los

momentos dipolos individuales de los enlaces C = O. el momento de enlace es una cantidad

vectorial, lo que significa que tiene tanto magnitud como dirección. El momento dipolo

medido es igual a la suma vectorial de los momentos de enlaces.

3. Predicción del tipo de enlace usando la escala de electronegatividad de

Pauling.

La escala más usada para medir electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus

Pauling. El observó que cuando se combinan los átomos de diferentes electronegatividades,

sus enlaces son más fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los factores que contribuyen

a la fuerza del enlace. Uno de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la

unión adicional producida por una atracción entre los extremos opuestamente cargados del

enlace dipolo. La fuerza extra del enlace se atribuyó entonces a la unión adicional y Pauling

utilizó este concepto para desarrollar su tabla de electronegatividades.

Cuando se tenga algún interés en conocer algo acerca de la polaridad de un enlace, tal vez

dicho interés se base en la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos

unidos por el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar, pero

si es grande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande, el

par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededor del átomo más

electronegativo y el enlace será iónico. Se ve por consiguiente, que el grado del carácter

iónico del enlace, según sea medido por la cantidad por la carga soportada de los átomos en

cada extremo podrá variar desde cero hasta un 100%, dependiendo de las

electronegatividades de los átomos unidos.

Por ultimo, vale la pena tomar nota de las tendencias de electronegatividad dentro de la

tabla periódica. Se observará que los elementos más electronegativos se encuentran en la

parte superior derecha de la tabla; los menos electronegativos se encuentran en la parte

inferior izquierda. Esto consiste con las tendencias de la energía de ionización (El) y de la

afinidad electrónica (AE). Es también consistente con las observaciones realizadas en

donde los átomos procedentes de los extremos opuestos de la tabla —litio y flúor, por

ejemplo— forman enlaces que son esencialmente iónicos y que átomos como el carbono y el

oxígeno forman enlaces covalentes que sólo son poco polares.

4. Fórmulas de Lewis para moléculas e iones poliatómicos.

Las formulas de Lewis las usamos para mostrar los electrones de valencia en dos moléculas

simples. Una molécula de agua puede representarse por uno de los siguientes diagramas.

Una molécula de H2O tiene dos pares electrónicos compartidos, es decir, dos enlaces

covalentes simples. El átomo O tiene dos pares no compartidos:

En las formulas de guiones, un par de electrones compartidos se indican por un guión. En el

dióxido de carbono (CO2) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis es:

Una molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene cuatro pares electrónicos compartidos, es

decir, dos dobles enlaces. El átomo central (C) no tienes pares sin compartir.

Los enlaces covalentes en un ion poliatómico pueden representarse de la misma forma. La

formula Lewis para el ion amonio, NH4, muestra solo ocho electrones, aunque el átomo N

tiene cinco electrones en su capa de valencia y cada átomo H tiene uno, con un total de

cinco más cuatro (1) igual nueve electrones. El ion NH4+, con una carga de 1+, tienen un

electrón menos que los átomo originales.

Describir formulas de Lewis es un método de contar los electrones que es útil para la

primera aproximación para sugerir esquemas de enlaces. Es importante saber que las

formulas de puntos de Lewis solo muestran el número de electrones de valencia, el número

y las clases de enlaces y el orden en que están conectados los átomos. No intentan mostrar

las formas tridimensionales de las moléculas e iones poliatómicos.

Regla del Octeto. Limitaciones de la regla del octeto para la formula de Lewis.

Regla de octeto. Se basa en que un átomo diferente del hidrógeno tienden a formar enlaces

hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, un enlace covalente se forma

cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual tenga el octeto

completo. Al compartir electrones en un enlace covalente, los átomos individuales pueden

completar sus octetos.

La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la

tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener

un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos elementos forman un

compuesto covalente, pueden obtener la configuración electrónica de gas noble [Ne] al

compartir electrones con otros átomos del mismo compuesto.

Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis.

Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienen metales

de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el enlace orbítales s y p.

1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be contiene solo

dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes

cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro electrones como el

número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones

para Be.

2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA,

especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa de

valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a otros tres

átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario para los elementos

IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de

electrones para los elementos IIIA.

3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplos son NO,

con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de valencia.

4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho electrones en la

capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se

encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y 6.

Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el número necesario

para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta el número de

electrones necesario.

Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los átomos

podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos. Colocar los

electrones extra sobre el elemento central.

Muchas veces que violan las reglas del octeto son muy reactivas por ejemplo, los

compuestos que contienen átomos con solo cuatro electrones de valencia (limitación 1 de

arriba) o seis electrones de valencia (limitación 2 de arriba) frecuentemente reaccionan con

otras especies que suministran pares electrónicos. Compuestos como estos que aceptan un

par de electrones para compartir se denominan ácido de Lewis: una base le Lewis es una

especie que puede disponer de un par de electrones para compartir. Las moléculas con un

número impar de electrones a menudo se dimerizan (combinan en pares) para dar

productos que sí satisfacen la regla de octeto, ejemplos son la dimerización del NO para

formar N2O2 y del NO2 para formar N2O4.

5. Geometría electrónica y molecular.

Geometría molecular.

Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una

molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, punto

ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puede participar.

La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquella que hace

mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados para formar enlaces y los no

usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomo en la molécula.

Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la estructura electrónica de

moléculas en base a la configuración de octetos, necesariamente deja en libertad pares de

electrones. Obviamente, estos pares, ubicados alrededor de un átomo que se considere

central, deben situarse de manera que la repulsión electrostática entre dos pares, sea

mínima. Así, lo primero es hacer un balance electrónico de la molécula en base a octetos,

luego decidir cual átomo se considera central para luego analizar que pasa con los pares de

electrones alrededor de éste. Los ejemplos de moléculas que se presentan a continuación,

cubren prácticamente todas las posibilidades geométricas posibles de alcanzar.

BeCl2 La idea aquí es que los pares de electrones en los enlaces y los pares solitarios de un

átomo, se posicionen lo más alejados posibles. Como ejemplos comencemos con la molécula

BeCl2 que tiene la estructura de Lewis señalada. Nótese que hay dos pares de electrones

alrededor de Be, de modo que para que estos se encuentren lo más alejados posibles,

formarán un ángulo de 180° entre sí, generando así la máxima separación entre los pares de

electrones. Esto nos genera la estructura lineal para BeCl2.

BeH2 Este caso es similar al anterior, es lineal, no quedan e- libres, todos en los enlaces y

produce una conformación lineal

CO2 Recordar que C (1s22s2 2p2), contiene 4 e- en la capa de valencia que corresponden

los seleccionados en la figura, todos se comparten para formar los octetos alrededor de cada

átomo, no permanecen pares de cargas libres y la molécula es lineal.

BF3 La estructura de Lewis para esta molécula, es la que se presenta a la izquierda. Aquí el

B no presenta pares solitarios sin ocupar y solo está rodeado por tres pares de electrones

que forman enlaces. Es una molécula deficiente en electrones.

La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace mínima la repulsión, por lo que la

geometría molecular es la que se muestra, plana formando 120°, un triángulo equilátero.

NH3 Se predice la estructura del NH3 mediante pasos a seguir durante el procedimiento

referidos a la figura de la izquierda

PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). Obsérvese que nada se ha establecido aún

sobre la verdadera geometría.

PASO 2 Contar los pares electrónicos y reagruparlos para minimizar la repulsión. Esta

molécula presenta 4 pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una

redistribución tetraédrica.

PASO 3 Se Ubica los átomos H en sus posiciones, los tres compartiendo pares de electrones

como se muestra a continuación

PASO 4 Se Nombra la estructura de la molécula, basándose en la posición de los átomos.

Colocando los pares electrónicos determina la estructura y que la geometría se basa en los

átomos. Es incorrecto afirmar que NH3 es tetraédrico. Realmente, posee una agrupación

tetraédrica de sus pares electrónicos, pero su geometría, es una pirámide trigonal.

Hasta el momento hemos tomado casos en que 2, 3 y 4 pares de electrones se ubican

alrededor de un átomo del centro. Sin embargo, esto puede ocurrir con 5 y 6 pares de

electrones también de modo que conviene mostrar la forma que todos se agrupan alrededor

de un átomo, con el fin de lograr la mínima repulsión entre ellos. La Tabla a continuación

muestra todos estos casos.

Este esquema lo ocuparemos ahora para deducir la geometría de algunas moléculas típicas.

XeF4 Debido a que los gases nobles presentan una estructura de capas de valencia s p

completamente ocupadas, siempre se pensó que eran químicamente inactivos. Así, por

muchos años se le consideró gases inertes hasta que en 1960 varios compuestos de Kr, de

Xe y de Rn fueron sintetizados. Un ejemplo es el compuesto XeF4 cuya estructura de Lewis

se muestra a la derecha.

Nótese que el átomo Xe se encuentra rodeado por seis pares de electrones, en total 12

electrones que exige que la forma adquirida por estos sea octaédrica, como se ve en la figura

que acompaña.

La estructura geométrica dependerá de cómo se estos pares solitarios y los enlaces se

ubiquen. Las posibilidades son como las que se señala para los casos a , b a la derecha y,

obviamente, debemos decidir cuál de estas dos formas geométricas es la correcta.

En el caso a, estos pares solitarios se encuentran a 90° entre sí en cambio, en b están

separados por 180° y esta es la geometría más correcta para evitar la repulsión de los pares

de electrones solitarios.

La geometría experimental coincide con este análisis, muestra los 4 F ocupando el plano

ecuatorial. Así, XeF4 es cuadrado plano con el Xe en el centro molecular

Estructuras geométricas de H2O, NH3, CH4.

Vamos a comparar ahora lo que se logra con las moléculas señaladas, puesto que todas

poseen un átomo central con 4 pares electrónicos de los cuales, el metano los ocupa

totalmente y las otras en forma parcial. Lo que se logra es

y se ve claramente que la existencia de pares electrónicos libres disminuyen el ángulo de la

estructura pseudo-tetraédrica en estas moléculas.

Enlaces múltiples en VSEPR

Hasta el momento nuestro tratamiento considera sólo moléculas con enlaces simples. Para

saber como manejar la situación en moléculas con enlaces dobles, triples etc, tomemos la

estructura del ion NO3- para el que se requiere escribir tres estructuras resonantes

Además, el ion NO3- se sabe que es planar con ángulos de enlace de 120° y esta estructura

planar es la que se espera para tres pares de electrones solitarios alrededor del átomo

central. Esto significa que un doble enlace debe contarse como un par solitario efectivo en

la descripción de la geometría molecular. En realidad, esta bien que sea así porque disponer

" dos pares solitarios " en un enlace doble, " los obliga a no ser independientes"

En VSEPR, enlaces múltiples cuentan como un par solitario efectivo

Moléculas que no contienen un átomo central.

Para ilustrar estos casos, usemos la molécula METANOL, la estructura de Lewis se muestra

a la derecha y donde se observa que no hay un átomo central, definido sino que el C y el O

forman parte del centro molecular.

La geometría se puede predecir investigando previamente como se ordenan los pares

solitarios alrededor de cada uno de los átomos participantes, que no son de los extremos,

esto es, C y O

Nótese que hay 4 pares solitarios de electrones alrededor del carbono, que lo obligan a

adoptar una forma tetraédrico. Alrededor de éste, se ubican 3 átomos H y el átomo O que

proviene del grupo OH.

Ahora bien, recordemos que el átomo O en el H2O dispone de 2 pares solitarios sin

compartir, que hacen que adopten una geometría angular. En la molécula metanol, una

posición del agua está ocupada por el átomo C del CH3 pero preservando la forma angular,

como lo muestra la figura a la derecha.

La geometría final se logra conocer juntando ambas formas desarrolladas para cada

fragmento y se observa claramente que el H del grupo OH no es lineal respecto a la línea de

unión C-O sino que forma un ángulo muy parecido al que corresponde al agua. La última la

figura a la izquierda nos entrega la forma final que debe adoptar el Metanol, con un entorno

tetraédrico alrededor del átomo C y una forma angular alrededor del átomo O.

I-3 : ion azida. La estructura electrónica de Lewis para este ion es la que aparece en la figura

a la izquierda. Allí podemos observar que, si bien no existen enlaces múltiples, el átomo

central acomoda en total 10 e 's ocupando orbitales atómicos d superiores. en todo caso,

como átomo central maneja 5 pares de electrones de los cuales, 2 forman los enlaces y los

otros tres deben agruparse de modo que la repulsión electrónica sea mínima.

La estructura a describe el caso en que dos de los pares solitarios salen perpendicular al

plano formado por los átomos y formando un ángulo de 90° con el tercer par solitario (en el

plano de los tres átomos de Iodo).

La estructura b produce otra agrupación de los pares solitarios, que también forman 90°

entre sí y finalmente, la figura c ubica los tres pares solitarios formando 120° entre sí

logrando la mínima repulsión.

La geometría c es la que corresponde al resultado experimental y la molécula I-3 es lineal.

Geometría electrónica: Se refiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia

alrededor del átomo central.

Geometría molecular: Se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no de

los pares de electrones.

6. Teoría de enlace de valencia.

La teoría de enlace de valencia es una teoría aproximada para explicar el enlace por par de

electrones o covalente con la mecánica cuántica.

Teoría básica.

De acuerdo con la teoría sobre enlace valencia, se forma un enlace entre dos átomos cuando

se satisfacen las condiciones siguientes:

Un orbital de en un átomo viene a ocupar una porción de la misma región del espacio

que ocupa un orbital del otro átomo. Se dice que los dos orbítales se traslapan. Esto se

explica ya que a medida que el orbital de un átomo se traslapa con el otro, los electrones

en orbítales comienzan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que los

electrones a ambos núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace

depende de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la sobreposición mayor será la

fuerza de la unión.

El número total de electrones en ambos orbítales no es mayor a dos. Lo dos orbítales no

pueden contener más de dos electrones, porque en una región dada del espacio solo

pueden estar dos electrones (esto ocurre siempre y cuando si los espines de los

electrones son opuestos).

A medida que el orbital de un átomo se traslapa con el orbital de otro, los electrones en los

orbítales empiezan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que los electrones son

atraídos a ambos núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace depende

de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la sobreposición mayor será la fuerza de la

unión. Los dos orbítales no pueden contener mas de dos electrones, porque en una región

dada del espacio solo pueden estar dos electrones (y eso solamente si los espines de los

electrones son opuestos).

Importancia del enlace químico.

El enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. La unión o enlace entre los átomos

tiene su origen en la estructura electrónica de los mismos. La actividad química de los

elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con otros átomos, la

configuración de gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo el helio que sólo

tiene dos), que es muy estable. Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces

químicos: iónico, covalente y metálico. Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien

definidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una transición gradual de uno a otro, lo

que permite considerar tipos de enlace intermedios. Gracias a estos enlaces se forman los

compuestos químicos, por ejemplo la sal.

La sal común es una sustancia bien conocida. Es utilizada para conservar y aderezar

alimentos. Nuestra sangre posee casi la misma proporción de sal que el agua del mar, y es

fundamental para mantener muchas de nuestras funciones vitales. Está formada por un no

metal, el cloro y un metal alcalino, el sodio. Ambos en estado puro son extremadamente

peligrosos para el hombre, sin embargo, forman juntas una sustancia, la sal común, que es

inocua en pequeñas cantidades. Se dice por tanto que han formado un compuesto químico,

una sustancia muy diferente de los elementos que la componen.

Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por uniones de distintos

elementos. El azúcar, por ejemplo, está formado por oxígeno, hidrógeno y carbono. Estos

átomos que pierden o ganan electrones para unirse se transforman en iones, átomos con

carga eléctrica. Estos iones se unen para formar compuestos químicos, y la forma de unirse

entre ellos se realiza mediante enlaces químicos.

7. Estado de la materia

Todas las sustancias pueden existir, al menos en principio, en los tres estados: sólido,

líquido y gaseoso. Como muestra la siguiente figura:

En un sólido, las moléculas se mantienen unidas en forma organizada con poca libertad de

movimiento. En un líquido las moléculas están unida, pero no en una posición tan rígida y

se puede mover libremente. En un gas, las moléculas están separadas por distancias que

son grandes en comparación con el tamaño de las moléculas.

Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin que cambie la

composición de la sustancia. Un sólido (por ejemplo el hielo) se fundirá por calentamiento y

formará un líquido (agua). (La temperatura a la cual se da esta transición de denomina

punto de fusión). El calentamiento anterior convertirá el líquido en un gas. (Esta

conversión se lleva a cabo en el punto de ebullición del líquido.) por otro lado el

enfriamiento de un gas lo condensará para formar un líquido. Cuando el líquido se enfría

aun más se congelará y se formará un sólido.

El plasma es considerado como el cuarto estado de la materia, pues su presencia en el

universo es muy abundante. Se trata de una masa gaseosa fuertemente ionizada en la cual,

como consecuencia de temperaturas extremadamente elevadas, los átomos se han visto

despojados de su envoltura de electrones y coexisten con los núcleos atómicos en un estado

de agitación intensa. Las estrellas, durante una parte importante de su vida, están

constituidas por grandes masas de plasma. Debido a la violencia de los choques entre

núcleos, en tales condiciones se producen reacciones de síntesis de núcleos nuevos con una

considerable liberación de energía. El Sol es esencialmente una enorme esfera de plasma.

8. Glosario

Capa de valencia. Capa electrónica externa de un átomo que contiene los electrones que

participan en el enlace.

Electrones de valencia. Electrones externos de un átomo, los cuales son los implicados

en el enlace químico.

Catión. Ion cargado positivamente que se forma por la remoción de electrones de

átomos ó moléculas.

Anión: Ion cargado negativamente que se forma por la adición de electrones a átomos o

moléculas.

Enlace sigma, . Enlace covalente formado por orbítales que se traslapan por los

extremos: su densidad electrónica está concentrada entre los núcleos de los átomos que

se unen.

Enlace pi, enlace covalente formado por el traslape lateral de los orbítales; su

densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano de los núcleos de los átomos

que están unidos.

Carga formal. La carga sobre un átomo en una molécula o ion enlazado covalentemente;

los electrones enlazantes se cuentan como si estuvieran igualmente compartidos entre

los dos átomos enlazados.

Resonancia. Concepto según el cual son necesarias dos o más formulas de Lewis

equivalentes para la misma disposición de átomos (estructura de resonancia) para

describir el enlace en una molécula o ion.

Geometría iónica. Es la disposición de los átomos (no de pares electrónicos, no

compartidos) sobre el átomo ce3ntral de un ion poliatómico.

Hibridación: termino que se utiliza para explicar las mezclas de los orbítales atómicos en

un átomo (generalmente el átomo central) para generar un conjunto de orbítales

híbridos.

Orbítales Híbridos: son orbítales atómicos que se que se obtienen cuando dos o más

orbítales no equivalentes, del mismo átomo, se combinan preparándose para la

formación del enlace covalente.

Orbítales moleculares. Orbítales producto de las interacciones de los orbítales atómicos

de los átomos que se unen.

Solapamientos de Orbítales. Interacción de orbítales de átomos diferentes en la misma

región del espacio.

Plana Trigonal. Ocurre si hay tres pares de electrones en la capa de valencia de un

átomo, el cual tienden a estar acomodados en un plano, dirigidos hacia los vértices de un

triángulo de lados iguales (triángulo equilátero), las regiones del espacio ocupadas por

pares electrónicos están dirigidas a ángulos de 120º uno al otro.

Plana Cuadrada. Termino usado para describir las moléculas e iones poliatómicas que

poseen un átomo en el centro y cuatro átomos en las esquinas de un cuadrado.

Plasma. Mezcla de iones y electrones, como en una descarga eléctrica. En ocasiones el

plasma se ha considerado el cuarto estado de la materia.

Hielo cuántico. El hielo cuántico es un estado en el que la materia está tan próxima al

cero absoluto (0 ºK) que el movimiento atómico disminuye: Todos los núcleos se

colapsan en un "superátomo" alrededor del cual giran todos los electrones. Se ha

considerado el quinto estado de la materia.

9. Conclusión

Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos los iones. Dicho

enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia de electrones de la capa de

valencia del otro. Los cationes monoatómicos de los elementos tienen cargas iguales al

número de grupos.

Un enlace covalente es una energía fuerza de atracción que mantiene unidos a dos átomos

por la comparición de sus electrones enlazantes son atraídos simultáneamente hacia ambos

núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo cerca de un átomo y otra parte del tiempo

cerca del otro. Sin un par de electrones no es compartido igualmente, el enlace es polar.

Esta polaridad es el resultado de la diferencia que hay en las electronegatividades de los

átomos para atraer hacia ellos los electrones enlazantes.

La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlaces covalentes para

rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones para la regla del octeto, en

particular para los compuestos covalentes de berilio, para los elementos del grupo 3A y para

los elementos del tercer periodo y subsecuentes de la tabla periódica.

Linus Pauling desarrolló un método para determinar las electronegatividades relativas de la

mayoría de los elementos. Esta propiedad (electronegatividad) permite distinguir el enlace

covalente polar del enlace covalente no polar.

Las formulas de Lewis son representaciones sencillas de los electrones de la capa de

valencia de los átomos en las moléculas y los iones. se pueden aplicar reglas sencillas para

dibujar estas formulas. Aunque los átomos de la formula de Lewis satisfacen con frecuencia

la regla del octeto, no son poco comunes las excepciones a esta regla. Se pueden obtener las

formulas de Lewis al seguir las reglas para la escritura, el concepto de Carga formal con

frecuencia ayudara a decidir cual de las varias formulas de Lewis da la mejor descripción de

una molécula o ion.

La Geometría molecular se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no

de los pares de electrones y la Geometría electrónica se refiere a la ordenación geométrica

de los electrones de valencia alrededor del átomo central.

La teoría de enlace de valencia, es una de las aplicaciones de la mecánica cuántica en el cual

se forman orbítales híbridos mediante la combinación y reacomodo de los orbítales de un

mismo átomo. Todos los orbítales híbridos tienen la misma energía y densidad electrónica y

el número de orbítales híbridos es igual al número de orbítales atómicos puros que se

combinan.

La materia presenta tres estados líquido, que son líquido, sólido y gaseoso (aunque se habla

de un cuarto y quinto elemento; plasma y hielo cuántico respectivamente).

10. Bibliografía

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