Química

Energía de ionización: Energía que se necesita para quitarle un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso).
Afinidad electrónica: Energía que se libera para agregarle un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso.
Electronegatividad: Habilidad para atraer electrones.

Diferencia de electronegatividad.
Enlace covalente no polar
Enlace covalente polar
Enlace iónico
0 a 0,5
0,6 a 1,71,8 o más
F – F
0
H – O
1,4
Li – F
3


Estructura de Lewis.

Símbolos de Lewis (Representación puntual)

A A A A A A A A

Esqueleto Estructural.
Para escoger el átomo central se aplican los siguientes criterios:
a. El átomo o átomos que estén en menor número.
b. El que tenga mayor número de electrones desapareados.c. El de mayor tamaño.
d. En los oxácidos, los hidrógenos generalmente se unen a un átomo de oxígeno y no al átomo central.
El hidrógeno NUNCA va a ser átomo central.



Escritura de fórmulas.

1. SOCl₂
6+6+14 = 26e⁻ – 6 = 20e⁻.




Dos enlaces simples
Un enlace coordinado

2. NO⁻₃
6+18 = 24e⁻ – 6 = 18e⁻

Cuando tiene carga se utiliza paréntesis cuadrados y la carga afuera.Un enlace doble
Un enlace coordinado
Un enlace simple

3. C₂Cl₂
8+14 = 22e⁻ - 6 = 16e⁻


Un enlace triple
Dos enlaces simples

Notas:
El hidrógeno no cumple con la ley del octeto, sino con la del dueto.
Cuando faltan dos electrones se práctica un enlace doble y cuando faltan cuatro se práctica dos dobles o uno triple.
Los átomos que generalmente participan en los enlacesmúltiples (dobles o triples) son carbono, oxígeno, nitrógeno y fósforo.

Longitud y energía de enlace.
En un enlace simple la longitud de enlace es mayor, hay más distancia entre los núcleos. En un enlace doble la longitud de enlace es menor que en un enlace simple. En un enlace triple la longitud de enlace es menor que un enlace doble.
La energía de enlace es mayor en un enlace triple que en unenlace doble y mayor en éste que en un enlace simple. Los enlaces múltiples (dobles y triple) son más cortos y fuertes que los enlaces simples.

Excepción a la regla del octeto.
1. Moléculas impares: Son aquellas con un número impar de electrones. El átomo central debe quedar con un electrón impar sin lograr completar el octeto. Estas moléculas presentan paramagnetismo.
2. Átomos con menos deocho electrones de valencia: Son átomos con menos de cuatro electrones de valencia por lo que al formar los enlaces no cumplen con la regla del octeto. Los elementos de las familias IA, IIA, IIIA con uno, dos y tres electrones respectivamente llegar a tener dos, cuatro y seis electrones en la molécula en vez de ocho electrones de valencia.
3. Átomos con más de ocho electrones de valencia: Son átomosque pueden ampliar su octeto por promoción de electrones a subniveles “d” y formar compuestos donde el átomo central queda con más ocho electrones en su capa de valencia.



Geometría molecular.

a. SrI₂
2+14 = 16e⁻ - 4 = 12e⁻






b. AlBr₃
3+21 = 24e⁻ - 6 = 18e⁻






c. CCl₄
2+28 = 36e⁻ - 8 = 24 e⁻






d. NH₃
5+3= 8e⁻ - 6 = 2e⁻






e. H₂O
2+6 = 8e⁻ -4 = 4e⁻







Nota:
Los pares de electrones no enlazantes o solitarios ejercen más repulsión que los pares enlazantes, pero las geometrías son definidas por los pares compartidos.

f. HF
1+7 = 8e⁻ - 2 = 6e⁻



Nota:
En las especies que contienen enlaces múltiples, estos se cuentan como un par electrónico simple para efecto de determinar su geometría.

Polaridad de lasmoléculas.

a. CO₂
4+12 = 16e⁻ - 4 = 12e⁻





b. SCO
6+4+6 = 16e⁻ - 4 = 12e⁻






Nota:
Una lineal, trigonal o tetraédrica con los enlaces iguales es no polar, pero al cambiar un lado se vuelve polar.


Fuerzas intermoleculares.




















Polar
Fuerzas dipolares
Fuerza dispersión de London

No polar  Fuerza Dispersión de London

Fuerzas ión...