ENLACES REPRESENTACIONES DE FORMULAS LEWIS Permite llevar un conteo de electrones y son de mucha utilidad como aproximación para sugerir los esquemas de los enlaces. Ocasionalmente, sólo se usan puntos y esas estructuras se llaman estructuras de Lewis de puntos. Manera de Escribir las Estructuras de Lewis: 1.-Escoger un esqueleto simétrico para la molécula o ión poliatómico. -El elemento menos negativo suele ser el elemento central, excepción del H, estos elementos suelen ser el que necesita más electrones para llenar su octeto. -Alrededor del átomo central se ubican 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)

Para iones o moléculas que tienen más de un átomo central, se emplea el esqueleto más simétrico posible Ejem: C2H4 2.- Se calcula N, el número de electrones en la capa externa ( de valencia) que requieren todos los átomos de l a molécula para adquirir configuraciones de gas noble.Ejem Para H2SO4 N=8x1 (at. de S)+8x4 (at. de O)+ 2x2 (at. de H) =8 + 32 + 4 = 44 e- necesarios Para (SO4)-2 N =8 + 32 =40 e- necesarios

3.-Se calcula A,número de electrones disponibles en las capas externas (de valencia) de todos lo átomos. Para iones con carga negativa, se suman al total el número de electrones igual a la carga del anión, para iones con carga positiva, se resta el número de electrones igual a la carga del catión Ejemplo Para H2SO4 A= 2 x 1( at. de H) + 1 x 6 (at.de S) + 4 x 6 (at. De O) = 2 + 6 + 24 = 32 e- disponibles Para (SO4)-2 A = 1 x 6 (at. de S) + 4 x 6 (at.de O) + 2 (para carga-2) = 6 + 24 + 2 =32 e- disponibles.

4.-Se calcula S el número total de electrones compartidos en la molécula o ión , usando la relación S= N – A Ejemplo Para H2SO4 S= N-A = 44 – 32 = 12 electrones compartidos (6 pares de e- compartidos) Para (SO4)-2 S= N – A = 40 – 32 = 8 electrones compartidos (4 pares de e- compartidos) 5.-Se colocan los electrones S en el esqueleto como pares compartidos, usando dobles y triples enlaces, en caso necesario.

6.- Se colocan los electrones adicionales en el esqueleto como pares no compartidos (solitarios) para llenar el octeto de cada elemento del grupo A ( con excepción del H que solo puede compartir 2 e-)

INTERACCIONES FUERTES – ENLACES INTERATOMICOS ENLACE IONICO: es el resultado de la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. Muchos metales pierden electrones con facilidad, mientras que los no metales tienden a ganar electrones

ENLACE COVALENTE POLAR: el par de electrones se comparten en forma desigual. Ejemplo : ENLACE COVALENTE NO POLAR : el par de electrones se comparten por igual , esto quiere decir que ambos experimentan la misma atracción

ENLACE METALICO: Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas.

PROPIEDADES Y LOS ESTADOS DE AGREGACION EN FUNCION A LOS TIPOS DE ENLACE: A TEMPERATURA Y PRESION Los compuestos covalentes se presentan en los tres estados debido a las atracciones entre moléculas Las sustancias que presentan enlaces iónicos son sólidas a temperatura y presión ambiente -PUNTO DE FUSION Y EBULLICION Los puntos de fusión y ebullición en el caso de enlaces iónicos son altos debido a que al encontrarse los iones fuertemente atraídos En los compuestos con enlaces covalente son por lo general bajos ya que dependen del tipo de atracción que tengan las moléculas.

-CONDUCTIVIDAD Los compuestos con enlace covalente son malos conductores de la electricidad y del calor, porque en solución o en estado de fusión no poseen partículas con cargas libres. Las que presentan enlace iónico tienen sus electrones muy bien localizados por lo que conducen la corriente eléctrica y el calor. -SOLUBILIDAD Los compuestos con enlace covalente ,son insolubles en agua o en otros solventes no polares. Los disolventes polares hacen disminuir las fuerzas atractivas al interponerse las moléculas del disolvente entre los iones, esto quiere decir que son solubles en solventes polares

INTERACCIONES DEBILES – FUERZAS INTERMOLECULARES FUERZAS DIPOLO-DIPOLO: es una interacción no covalente entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra.

PUENTE DE HIDROGENO El enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor.

FUERZAS ION-DIPOLO : ocurre cuando las moléculas e iones se atraen mutuamente; el polo negativo es atraído por los cationes; el positivo por los aniones. FUERZAS DE LONDON: Todos los gases nobles y las moléculas no polares son susceptibles de ser licuados, las fuerzas de atracción son débiles; las moléculas no polares se atraen mutuamente. Cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se forme momentáneamente