CONCEPTOS BÁSICOS DE ESTRUCTURA ATÓMICA MOLECULAR

1. CONCEPTOS BÁSICOS DE ESTRUCTURA ATÓMICA MOLECULAR

Unidad 1

1. CONCEPTOS BÁSICOS DE ESTRUCTURA ATÓMICA MOLECULAR

1. ENLACE COVALENTE

Las reacciones entre dos NO METALES producen enlace covalente. Este tipo de enlace se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.

Veamos , por ejemplo la reacción entre dos átomos de hidrógeno para formar la molécula diatómica de hidrógeno: cada átomo de hidrógeno aislado tiene la siguiente configuración electrónica:

ENLACE IÓNICO.

En este enlace uno de los átomos toma un electrón de la capa de valencia del otro, quedando el primero con carga negativa por el electrón adicional y el segundo con carga positiva al perderlo; el enlace se debe a una ley de la física ampliamente conocida: los polos opuestos se atraen. Cuando un átomo o molécula tiene carga eléctrica se le conoce como ión, de aquí el nombre.

ENLACE COVALENTE COORDINADO.

Otro tipo de reacción es la transposición, donde se redistribuyen los átomos existentes para formar un isómero de la substancia original. Esta puede ocurrir en cualquier molécula sin importar el tipo de enlace y el número de enlaces que cambian de lugar siempre es par.

EJEMPLOS:

ENLACES POLARES Y NO-POLARES

En realidad, hay dos sub-tipos de enlaces covalentes. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente: el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar . Los enlaces O-O y C-H son no polares.

FÓRMULA DE LEWIS

Las sustancias pueden representarse por su fórmula electrónica conocida como Fórmula de Lewis. Por ejemplo, en el caso del cloruro de sodio es:

Na+ [ ]- Donde el símbolo Na+ representa al átomo de sodio con las capas de electrones completas pero que ha perdido 1 electrón. Del mismo modo, el símbolo Cl- representa el anión cloruro, que ha ganado un electrón. Para este último se dibujan los 7 electrones de su última capa, con un punto, y el electrón capturado del sodio, con una x. De esta manera ambos iones tienen completo su octete, lo que implica estabilidad.

Otro ejemplo es la molécula de dióxido de azufre que se representa así:

Donde los puntos representan los electrones de la última capa del O, y las x representan los correspondientes al S. De esta manera

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