3: Teoría Simple de Vinculación
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- 3.1: Diagramas de punto y electrones de Lewis
- La unión entre los átomos en una molécula se puede modelar tópicamente a través de diagramas de puntos electrónicos de Lewis. Crear diagramas de Lewis es bastante simple y requiere solo unos pocos pasos y cierta contabilidad de los electrones de valencia en cada átomo. Los electrones de valencia se representan como puntos. Cuando dos electrones están emparejados (pares solitarios), se representan por dos puntos adyacentes ubicados en un átomo, y cuando dos electrones emparejados se comparten entre átomos (enlaces), se muestran como líneas.
- 3.2: Repulsión de pares de electrones de carcasa de valencia
- El modelo Valence Shell Electron Repulsion (VSEPR) puede predecir la estructura de la mayoría de las moléculas e iones poliatómicos en los que el átomo central es un no metal; también funciona para algunas estructuras en las que el átomo central es un metal. VSEPR se basa en estructuras de punto de electrones de Lewis y juntos pueden predecir la geometría de cada átomo en una molécula. La idea principal de la teoría VSEPR es que los pares de electrones (en enlaces y en pares solitarios) se repelen entre sí.
- 3.3: Polaridad Molecular
- Los momentos dipolares ocurren cuando hay una separación de carga. Pueden ocurrir entre dos iones en un enlace iónico o entre átomos en un enlace covalente; los momentos dipolares surgen de diferencias en la electronegatividad. Cuanto mayor sea la diferencia en la electronegatividad, mayor será el momento dipolar. La distancia entre la separación de carga también es un factor decisivo en el tamaño del momento dipolar. El momento dipolar es una medida de la polaridad de la molécula.
- 3.4: Enlace de hidrógeno
- Un enlace de hidrógeno es una fuerza intermolecular (IMF) que forma un tipo especial de atracción dipolo-dipolo cuando un átomo de hidrógeno unido a un átomo fuertemente electronegativo existe en las proximidades de otro átomo electronegativo con un par solitario de electrones. Los enlaces de hidrógeno son generalmente más fuertes que el dipolo-dipolo ordinario y las fuerzas de dispersión, pero más débiles que los enlaces covalentes e iónicos verdaderos.