1. ESTRUCTURAS DE LEWIS
Ejemplo:

2. Par Pares
solitario solitarios
Pares
solitario
s

3. ESTRUCTURAS RESONANTES

4. Es la forma de resonancia Es la forma de resonancia
más estable y la que más se que tiene mayor energía y
parece al compuesto real por lo tanto la menos
estable.
1. Todas las estructuras de resonancia deben ser estructuras de Lewis válidas para
el compuesto.
2. Sólo se puede cambiar la posición de los electrones de una estructura a otra. EL
núcleo no se puede cambiar de posición y los ángulos de enlace han de ser los
mismos.

5. 4. El contribuyente mayor a la resonancia es el que tiene menor energía.
Los buenos contribuyentes son:
- Los que tienen todos los octetos satisfechos, con el máximo número de enlaces
covalentes que sea posible y con una separación de cargas lo menor posible.
Las cargas negativas son más estables en los átomos más electronegativos.
5. La estabilización por resonancia es más importante cuando sirve para
deslocalizar una carga.
TEORÍA GENERAL DE ÁCIDOS Y BASES
KOH → OH− + K+ (en disolución acuosa)
H2O(l) + H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac)

6. HCl (g) + H2O (l) ® H3O+(ac) + Cl– (ac)
NH3 (g) + H2O (l) ® NH4+ +
OH–

7. ORBITALES ATÓMICOS
un e- en un OA se comporta como una vibración
estacionaria confinada
 Ondas estacionarias vibran en posiciones fijas.
 La Función de Onda, , es una descripción
matemáticas del tamaño, forma y orientación.
 La Amplitud puede ser positiva o negativa.
 Nodo: La Amplitud es cero.

8. CLOA ( COMBINACIÓN LINEAL DE
ORBITALES ATÓMICOS)
Los orbitales atómicos se pueden combinar y
superponer para formar ondas permanentes mas
complejas. Se puede sumar y restar sus
funciones de onda para obtener funciones de
onda de nuevos orbitales
1. Cuando los orbitales de átomos diferentes interaccionan, dan
lugar a orbitales moleculares (OM), lo que conduce al enlace o
antienlace.
2. Cuando interaccionan orbitales del mismo átomo, estos forman
orbitales híbridos que definen la geometría del enlace.
 Ondas en Fase se suman y aumenta la
Amplitud.
 Ondas fuera de Fase se cancelan.

9. ORBITALES MOLECULARES
son los orbitales que describen el
comportamiento ondulatorio que pueden tener
los electrones en las moléculas. Según la
Teoría de los Orbitales Moleculares, los enlaces
covalentes de las moléculas se forman por
solapamiento de orbitales atómicos, de manera
que los nuevos orbitales moleculares
pertenecen a la molécula entera y no a un solo
átomo.

10. ENLACE SIGMA: es una superposición de OA de manera constructiva o
destructiva para generar enlaces sigma enlazantes o antienlazantes.
ENLACE PI: es una superposición de orbitales p orientados
perpendicularmente a la línea q conecta los 2 núcleos.

11. HIBRIDACIONES
se habla de hibridación cuando en
un átomo se mezclan varios
orbitales atómicos para formar
nuevos orbitales híbridos. Los
orbitales híbridos explican la
forma en que se disponen los
electrones en la formación de los
enlaces
HIBRIDACION (sp): El resultado de
esta hibridación nos da como
resultado un par orbitales híbridos
direccionales situados en posiciones
opuestas, además dan lugar a un
ángulo de enlace de 180º. En general
da una disposición de enlaces
lineales

12. HIBRIDACION sp2: cuando
un orbital s se combina con
2 orbitales p, se forman tres
orbitales híbridos
orientados con ángulos de
120º uno respecto a otro,
esta disposición se conoce
como geometría trigonal.
HIBRIDACION sp3: cuando
un orbital s se combina con
4 orbitales p, s forman 4
orbitales híbridos con
ángulos de 109,5º, esta
disposición se conoce
como tetraédrica