El documento describe la configuración electrónica de los átomos. Explica que los electrones se distribuyen en orbitales atómicos de acuerdo con cuatro números cuánticos y el principio de exclusión de Pauli, el cual establece que no pueden haber dos electrones en el mismo estado cuántico. También describe la notación utilizada para representar las configuraciones electrónicas y cómo se llenan los orbitales siguiendo el orden de sus energías relativas.

1. En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones
se estructuran en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el
modelo de capas electrónico, en el cual la función de onda del sistema se expresa como
un producto de orbitales antisimetrizado.1 2
Cualquier conjunto de electrones en un
mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas
idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de
Pauli nos dice que la función de onda total (conjunto de electrones) debe ser
antisimétrica.3
Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un
electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.
En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en una
aproximación no relativista (los estados que son función propia de la ecuación de
Schrödinger en donde es el hamiltoniano monoelectrónico
correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la
mecánica cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la
imagen clásica de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su
expresión más básica, se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y
ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos
electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.
De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a
otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al
principio de exclusión de Pauli, no más de dos electrones pueden ocupar el mismo
orbital y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.
Contenido
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1 Valores de los números cuánticos
2 Notación
3 Historia
4 Distribución electrónica
5 Bloques de la tabla periódica
6 Regla de exclusión de Pauli
7 Regla del octeto
8 Anomalías de configuración electrónica
o 8.1 Antisarrus (Antiserruchos)
o 8.2 By pass
9 Energía Relativa de un Orbital
10 Orbital o REEMPE
11 Véase también
12 Referencias
13 Enlaces externos
[editar] Valores de los números cuánticos
Artículo principal: Números cuánticos

2. En el caso de los orbitales de los átomos hidrogenoides el número cuántico principal n
está asociado a los diferentes niveles de energía orbital permitidos o niveles cuánticos;
los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. Todos
los estados con el mismo número cuántico principal forman una capa (o nivel). Por
razones históricas, estas capas electrónicas (por ejemplo en espectroscopia de rayos X)
también se denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde al
momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos, y
por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. También por razones
históricas a estas subcapas (o subniveles), se les asigna una letra, que hace referencia al
tipo de orbital que describe el estado electrónico (s, p, d, f, ...),Los valores que puede
tomar l son: 0, 1, 2, ..., (n-1), siendo n el número cuántico principal. El tercer número
cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1
estados degenerados posibles. Cada uno de éstos puede ser ocupado por dos electrones
con espines opuestos, consecuencia de los dos posibles valores de la proyección sobre el
eje z del espín electrónico, ms, que puede tomar los valores +1/2 ó -1/2. Esto da un total
de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla siguiente).
Valor de l Letra
Máximo número
de electrones
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
Número cuántico Valores posibles
n 1, 2, 3,...
l 0,..., (n-1)
m -l, (-l+1),..., 0,....,(+l-1), +l
ms -1/2, +1/2
[editar] Notación
Artículo principal: Orbital atómico
En Física y Química se utiliza una notación estándar para describir las configuraciones
electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición
de los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el
número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma
subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital
s de la primera capa, de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s1
. El litio tiene
dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que su

3. configuración electrónica se escriba 1s2
2s1
(pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-
uno"). Para el fósforo (número atómico 15), tenemos: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p3
.
Para atomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo que se
utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son
iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón
(1s2
2s2
2p6
) únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración
electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como: [Ne] 3s2
3p3
.
Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las propiedades
químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más externas.
El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los
orbitales, escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía orbital. Esto
significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La
mayor parte de los átomos siguen el orden dado por la regla de Madelung. Así, de
acuerdo con esta regla, la configuración electrónica del hierro se escribe como:
[Ar] 4s2
3d6
. Otra posible notación agrupa primero los orbitales con el mismo número
cuántico n, de tal manera que la configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6
4s2
(agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que están implicitos en la configuración del
argón).
El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único electrón no es obligatorio.4
Es
bastante común ver las letras de los orbitales escritas en letra itálica o cursiva. Sin
embargo, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda
utilizar letra normal, tal y como se realiza aquí.
[editar] Historia
Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las propiedades de
los elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo.5
Su
propuesta se basó en el modelo atómico de Bohr para el átomo, en el cual las capas
electrónicas eran órbitas electrónicas a distancias fijas al núcleo. Las configuraciones
originales de Bohr hoy parecen extrañas para el químico: al azufre se le asignaba una
configuración 2.4.4.6 en vez de 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
.
Un año después, E. C. Stoner incorpora el tercer número cuántico de la teoría de
Sommerfeld en la descripción de las capas electrónicas, y predice correctamente la
estructura de capas del azufre como 2.8.6.6
Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de
Stoner podían describir correctamente los cambios del espectro atómico en un campo
magnético (efecto Zeeman). [1]
[editar] Distribución electrónica

4. Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La
configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:
s p d f
n = 1 1s
n = 2 2s 2p
n = 3 3s 3p 3d
n = 4 4s 4p 4d 4f

5. n = 5 5s 5p 5d 5f
n = 6 6s 6p 6d
n = 7 7s 7p
Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal
desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau
que significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de
configuración electrónica. Puede formularse como:7
sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden
creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que
los de mayor energía.
Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la
estructura electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con
1 ó 2 electrones. El subnivel p puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a
10 electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la
estructura electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de
los electrones. Los electrones se colocan primero en los subniveles de menor energía y
cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía
superior. Esto puede representarse por la siguiente tabla:
s p d f
n = 1 2
n = 2 2 6
n = 3 2 6 10
n = 4 2 6 10 14

6. n = 5 2 6 10 14
n = 6 2 6 10
n = 7 2 6
Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior
incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
Para determinar la configuración electrónica de un elemento, basta con calcular cuántos
electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando por
los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un
elemento con número atómico mayor tiene un electrón más que el elemento que lo
precede. El subnivel de energía aumenta de esta manera:
Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivel de energía.
Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los elementos de transición al
ubicarnos en los grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón
dando así una configuración fuera de lo común.
[editar] Bloques de la tabla periódica
La forma de la tabla periódica está íntimamente relacionada con la configuración
electrónica de los átomos de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos del grupo
1 tienen una configuración de [E] ns1
(donde [E] es la configuración del gas inerte
correspondiente), y tienen una gran semejanza en sus propiedades químicas. La capa
electrónica más externa se denomina "capa de valencia" y (en una primera
aproximación) determina las propiedades químicas. Conviene recordar que el hecho de
que las propiedades químicas eran similares para los elementos de un grupo fue
descubierto hace más de un siglo, antes incluso de aparecer la idea de configuración
electrónica.8
No está claro cómo explica la regla de Madelung (que más bien describe)
la tabla periódica,9
ya que algunas propiedades (tales como el estado de oxidación +2 en
la primera fila de los metales de transición) serían diferentes con un orden de llenado de
orbitales distinto.
[editar] Regla de exclusión de Pauli

7. Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón. De aquí
salen los valores del espín o giro de los electrones que es 1/2 y con proyecciones
.
También que en una orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el
número de electrones se ha acabado por lo cual el orden que debe de seguir este
ordenamiento en cada nivel es primero los de espín positivo (+1/2) y luego los
negativos.
El principio de exclusión de Pauli fue un principio cuántico enunciado por Wolfgang
Ernst Pauli en 1925. Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus
números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula
individual). Perdió la categoría de principio, pues deriva de supuestos más generales: de
hecho, es una consecuencia del teorema de la estadística del spin. El principio de
exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que forman estados
cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los
protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que
constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige, así pues,
muchas de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el
fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto
es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una
multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los
láseres. "Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los
mismos números cuánticos". Es sencillo derivar el principio de Pauli, basándonos en el
artículo de partículas idénticas. Los fermiones de la misma especie forman sistemas con
estados totalmente antisimétricos, lo que para el caso de dos partículas significa que:
(La permutación de una partícula por otra invierte el signo de la función que describe al
sistema). Si las dos partículas ocupan el mismo estado cuántico |ψ>, el estado del
sistema completo es |ψψ>. Entonces,
así que el estado no puede darse. Esto se puede generalizar al caso de más de dos
partículas.
[editar] Regla del octeto
Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos
electrones, uno de espín +1/2 y otro de espín -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene
configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con
la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente
establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno,
que se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2
electrones que le faltan, por esto se combina con 2 átomos de hidrógenos (en el caso del
agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y
otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el
nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2.

8. En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico
donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 91%. Ejemplo de
ello: 10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto: 11Na:(Ne)10, 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
[editar] Anomalías de configuración electrónica
Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones, a las
cuales consideramos como anomalías, entre estas tenemos:
[editar] Antisarrus (Antiserruchos)
Se presenta en elementos de los grupos VIB y IB
Ejemplo:
Grupo VIB:
24
Cr: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d4
: es correcto .
24
Cr: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
, 3d5
: es incorrecto
Grupo IB:'.i.'
29
Cu: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d9
: es incorrecto.
29
Cu: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
, 3d10
: es correcto.
[editar] By pass
Un gran número de elementos de transición interna presentan este fenómeno, donde el
subnivel <<f>> debe hacer transición al próximo subnivel <<d>>
[editar] Energía Relativa de un Orbital
La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los números
cuánticos principal y secundario.
ER: n + l
Donde:
n: nivel l: subnivel
Ejemplo:
4s: 4 + 0 : 4
3p: 3 + 1 : 4

9. 4d: 4 + 2 : 6
5f: 5 + 3 : 8
6g: 6 + 4 : 10
3p: 3 + 9 : 12
[editar] Orbital o REEMPE
En química se usa la expresión REEMPE para designar el valor esperado de un
operador densidad de estados de dos electrones con . En otras palabras:
la región donde existe mayor posibilidad de encontrar como máximo 2 electrones que se
mueven en forma paralela y en sentidos contrarios. Su nombre provine de Región de
Espacio Energético de Manifestación Probabilística del Electrón.
[editar] Véase también
Valencia atómica
Electrón
Número cuántico
Orbital atómico
Regla de Hund
Principio de Aufbau
[editar] Referencias
1. ↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. "configuration
(electronic)". «Compendium of Chemical Terminology» Internet edition (en
inglés).
2. ↑ Glosario de términos usados en fotoquímica, Universitat Autònoma de
Barcelona, Servei de Publicacions, Bellaterra, 1999. pdf
3. ↑ Cohen-Tannoudji, Claude; Bernard Diu, Franck Laloë (1977). Quantum
Mechanics. vol.1 (3ª edición). París, Francia: Hermann. pp. 898. ISBN 0-471-
16432-1.
4. ↑ La forma completa de la notación de la configuración electrónica representa un
producto matemático, de ahí que 3p1
sea igual que 3p.
5. ↑ Niels Bohr (1923). «Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den
Atombau. I. Die Grundpostulate der Quantentheorie». Z. Phys. 13: pp. 117.
http://www.springerlink.de/content/w043r7r43625126w/?p=0c5e8080841a48d9
a3d27de149c3b6e3&pi=3.
6. ↑ E.C. Stoner (1924). «The distribution of electrons among atomic levels». Phil.
Mag. (6th Ser.) 48: pp. 719–36.
7. ↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. "aufbau principle".
«Compendium of Chemical Terminology» Internet edition (en inglés).
8. ↑ La semejanza en las propiedades químicas y la relación numérica existente
entre el peso atómico del calcio, estroncio y bario fue indicada por Johann
Wolfgang Döbereiner en 1817.

10. 9. ↑ Scerri, Eric R. (1998). «How Good Is the Quantum Mechanical Explanation of
the Periodic System?». J. Chem. Ed. 75 (11): pp. 1384–85.
http://www.chem.ucla.edu/dept/Faculty/scerri/pdf/How_Good_is.pdf.
Ostrovsky, V.N. (2005). «On Recent Discussion Concerning Quantum
Justification of the Periodic Table of the Elements». Foundations of Chemistry 7
(3): pp. 235–39. doi:10.1007/s10698-005-2141
1. Introducción
Las propiedades de las sustancias están determinadas en parte por los enlaces químicos
que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace
químico, solo entra en contacto sus regiones más externas.
En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones covalentes. La
mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificación de minerales que contienen al
compuesto.
Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes se denominan
Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran los electrones de valencia.
La tendendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su capa de
valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo Lewis.
También hablaremos sobre la electronegatividad, el concepto relativo, en el sentido de que
la electronegatividad de un elemento solo se puede medir respecto de la de otros elementos.
Sabemos por varios experimentos que las moléculas tienen estructuras definidas; esto es,
los átomos de una molécula tienen posiciones definidas relativas uno con el otro en un
espacio de tres dimensiones, es de aquí donde sale el estudio experimental denominado El
Momento Dipolo.
El modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia basado en las
estructuras de Lewis, es un método bastante sencillo y directo para predecir las geométricas
moleculares.
La mecánica cuántica posee dos teorías: teoría del enlace de valencia y la teoría de orbítales
moleculares, ambas emplean los métodos de la mecánica cuántica pero hacen diferentes
suposiciones y simplificaciones.
2. Definición de enlace químico.
Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su
naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la
configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el
proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración
electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.
Enlace iónico:
El enlace iónico: fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto
iónico.
Características del enlace iónico.
Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta
disolver la sustancia.
Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.
Formación de los compuestos iónicos.
Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la
transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir,

11. es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para
formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón
para formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar
un electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal
común de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El
Na+ es el catión y el Cl – es el anión.
NaCl
Enlace Covalente:
Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten dos electrones.
Características del enlace covalente.
Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un
enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo:
un enlace O-H
Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se
favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H
o C-C
Tipos de enlaces covalentes. Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un
enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos
compuestos se formar enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos
comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones,
el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos
comparten tres pares de electrones.
Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten uno o más
pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades
entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña.
El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo:
O-H
Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de dos átomos de hidrógeno para
formar una molécula H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica
del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad para este único electrón
esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno (figura a).
Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo de
hidrógeno es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto por su propio núcleo
(figura b).

12. Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma
región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre los dos
núcleos. Porque son atraídos por ambos núcleos. (figura c):
Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace
covalente simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora
están en los orbítales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los
átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la
configuración del helio 1s2.
Otros pares de átomos no metálicos comparten pares electrónicos para formar enlaces
covalentes. El resultado de esta compartición es que cada átomo consigue una
configuración electrónica más estable (frecuentemente la misma que la del gas noble más
próximo).
Enlaces covalentes polares y no polares:
Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. En un enlace no polar tal como el
de la molécula de hidrógeno, H2, el par electrónico es igualmente compartido entre los dos
núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad
(tendencia de un átomo a atraer los electrones hacia sí en un enlace químico), es decir que
los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y
por tanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo. En este enlace covalente no polar, la
densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los
dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares, tales como
H2, O2, N2, F2 Y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades
idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas
diatómicas homonucleares deben ser no polares.
Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de hidrógeno los pares electrónicos están
compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado de polaridad ya que H y F no
son átomos idénticos y por lo tanto no atraen igualmente a los electrones. La
electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es de 4,0, claramente el átomo F con su
mayor electronegatividad, atrae el par electrónico compartido mucho más fuertemente que
H. La distribución asimétrica de la densidad electrónica está distorsionada en la dirección
del átomo más electronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica
deja a H algo positivo. El HF se considera una molécula diatómica heteronuclear, ya que
contiene dos clases de átomo.
Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar,
que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar, se define como el
producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas:

13. Q x r
Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en ambos extremos de una molécula
diatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signo opuesto. Sin
embargo en la ecuación Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo
que siempre es positiva. Los momentos dipolo generalmente se expresan en unidades
Debye (D), así denominadas en honor de Peter Debye. El factor de conversión es:
1 D = 3,33 x 10-30 C m
(Donde C es Coulomb y m es metro)
Un momento dipolar se mide colocando una muestra de la sustancia entre dos placas y
aplicando un voltaje. Esto produce un pequeño desplazamiento de la densidad electrónica
de cualquier molécula, así que el voltaje aplicado disminuye ligeramente. Sin embargo las
moléculas diatómicas que contienen enlaces polares, tales como HF, HCl, y CO, tienden a
orientarse en el campo eléctrico. Esto hace que el voltaje medido entre las placas disminuya
más marcadamente para estas sustancias, y así decimos que estas moléculas son polares.
Moléculas tales como F2 o N2 no se reorientan, así que el cambio de voltaje entre las placas
es ligero; decimos que estas moléculas son no polares. Generalmente, cuando las
diferencias de electronegatividades en las moléculas diatómicas aumentan, los momentos
dipolares medidos aumentan.
Los momentos dipolares asociados con enlaces individuales sólo pueden medirse en
moléculas diatómicas simples. Más que pares seleccionados de átomos, lo que se sujeta a
medición son moléculas enteras. Los valores medidos de momentos dipolares reflejan las
polaridades globales de las moléculas. Para las moléculas poliatómica son el resultado de
todos los dipolos de enlace de las moléculas.
El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está determinado tanto
por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. La presencia de enlaces polares no
necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo. Por ejemplo el
dióxido de carbono (CO2) es una molécula triatómica, por lo que su geometría puede ser
lineal o angular. Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la
molécula es angular; tiene un momento dipolo. En este caso, el momento dipolo de la
molécula completa es la resultante de los dos momentos de enlace, es decir, de los
momentos dipolos individuales de los enlaces C = O. el momento de enlace es una cantidad
vectorial, lo que significa que tiene tanto magnitud como dirección. El momento dipolo
medido es igual a la suma vectorial de los momentos de enlaces.
3. Predicción del tipo de enlace usando la escala de electronegatividad de
Pauling.
La escala más usada para medir electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus
Pauling. El observó que cuando se combinan los átomos de diferentes electronegatividades,

14. sus enlaces son más fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los factores que contribuyen
a la fuerza del enlace. Uno de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la
unión adicional producida por una atracción entre los extremos opuestamente cargados del
enlace dipolo. La fuerza extra del enlace se atribuyó entonces a la unión adicional y Pauling
utilizó este concepto para desarrollar su tabla de electronegatividades.
Cuando se tenga algún interés en conocer algo acerca de la polaridad de un enlace, tal vez
dicho interés se base en la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos
unidos por el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar, pero
si es grande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande, el
par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededor del átomo más
electronegativo y el enlace será iónico. Se ve por consiguiente, que el grado del carácter
iónico del enlace, según sea medido por la cantidad por la carga soportada de los átomos en
cada extremo podrá variar desde cero hasta un 100%, dependiendo de las
electronegatividades de los átomos unidos.
Por ultimo, vale la pena tomar nota de las tendencias de electronegatividad dentro de la
tabla periódica. Se observará que los elementos más electronegativos se encuentran en la
parte superior derecha de la tabla; los menos electronegativos se encuentran en la parte
inferior izquierda. Esto consiste con las tendencias de la energía de ionización (El) y de la
afinidad electrónica (AE). Es también consistente con las observaciones realizadas en
donde los átomos procedentes de los extremos opuestos de la tabla —litio y flúor, por
ejemplo— forman enlaces que son esencialmente iónicos y que átomos como el carbono y el
oxígeno forman enlaces covalentes que sólo son poco polares.
4. Fórmulas de Lewis para moléculas e iones poliatómicos.
Las formulas de Lewis las usamos para mostrar los electrones de valencia en dos moléculas
simples. Una molécula de agua puede representarse por uno de los siguientes diagramas.
Una molécula de H2O tiene dos pares electrónicos compartidos, es decir, dos enlaces
covalentes simples. El átomo O tiene dos pares no compartidos:
En las formulas de guiones, un par de electrones compartidos se indican por un guión. En el
dióxido de carbono (CO2) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis es:

15. Una molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene cuatro pares electrónicos compartidos, es
decir, dos dobles enlaces. El átomo central (C) no tienes pares sin compartir.
Los enlaces covalentes en un ion poliatómico pueden representarse de la misma forma. La
formula Lewis para el ion amonio, NH4, muestra solo ocho electrones, aunque el átomo N
tiene cinco electrones en su capa de valencia y cada átomo H tiene uno, con un total de
cinco más cuatro (1) igual nueve electrones. El ion NH4+, con una carga de 1+, tienen un
electrón menos que los átomo originales.
Describir formulas de Lewis es un método de contar los electrones que es útil para la
primera aproximación para sugerir esquemas de enlaces. Es importante saber que las
formulas de puntos de Lewis solo muestran el número de electrones de valencia, el número
y las clases de enlaces y el orden en que están conectados los átomos. No intentan mostrar
las formas tridimensionales de las moléculas e iones poliatómicos.
Regla del Octeto. Limitaciones de la regla del octeto para la formula de Lewis.
Regla de octeto. Se basa en que un átomo diferente del hidrógeno tienden a formar enlaces
hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, un enlace covalente se forma
cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual tenga el octeto
completo. Al compartir electrones en un enlace covalente, los átomos individuales pueden
completar sus octetos.
La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la
tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener
un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos elementos forman un
compuesto covalente, pueden obtener la configuración electrónica de gas noble [Ne] al
compartir electrones con otros átomos del mismo compuesto.
Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis.
Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienen metales
de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el enlace orbítales s y p.
1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be contiene solo
dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes
cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro electrones como el
número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones
para Be.
2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA,
especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa de
valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a otros tres
átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario para los elementos
IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de
electrones para los elementos IIIA.
3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplos son NO,
con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de valencia.
4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho electrones en la

16. capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se
encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y 6.
Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el número necesario
para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta el número de
electrones necesario.
Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los átomos
podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos. Colocar los
electrones extra sobre el elemento central.
Muchas veces que violan las reglas del octeto son muy reactivas por ejemplo, los
compuestos que contienen átomos con solo cuatro electrones de valencia (limitación 1 de
arriba) o seis electrones de valencia (limitación 2 de arriba) frecuentemente reaccionan con
otras especies que suministran pares electrónicos. Compuestos como estos que aceptan un
par de electrones para compartir se denominan ácido de Lewis: una base le Lewis es una
especie que puede disponer de un par de electrones para compartir. Las moléculas con un
número impar de electrones a menudo se dimerizan (combinan en pares) para dar
productos que sí satisfacen la regla de octeto, ejemplos son la dimerización del NO para
formar N2O2 y del NO2 para formar N2O4.
5. Geometría electrónica y molecular.
Geometría molecular.
Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una
molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, punto
ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puede participar.
La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquella que hace
mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados para formar enlaces y los no
usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomo en la molécula.
Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la estructura electrónica de
moléculas en base a la configuración de octetos, necesariamente deja en libertad pares de
electrones. Obviamente, estos pares, ubicados alrededor de un átomo que se considere
central, deben situarse de manera que la repulsión electrostática entre dos pares, sea
mínima. Así, lo primero es hacer un balance electrónico de la molécula en base a octetos,
luego decidir cual átomo se considera central para luego analizar que pasa con los pares de
electrones alrededor de éste. Los ejemplos de moléculas que se presentan a continuación,
cubren prácticamente todas las posibilidades geométricas posibles de alcanzar.
BeCl2 La idea aquí es que los pares de electrones en los enlaces y los pares solitarios de un
átomo, se posicionen lo más alejados posibles. Como ejemplos comencemos con la molécula
BeCl2 que tiene la estructura de Lewis señalada. Nótese que hay dos pares de electrones
alrededor de Be, de modo que para que estos se encuentren lo más alejados posibles,

17. formarán un ángulo de 180° entre sí, generando así la máxima separación entre los pares de
electrones. Esto nos genera la estructura lineal para BeCl2.
BeH2 Este caso es similar al anterior, es lineal, no quedan e- libres, todos en los enlaces y
produce una conformación lineal
CO2 Recordar que C (1s22s2 2p2), contiene 4 e- en la capa de valencia que corresponden
los seleccionados en la figura, todos se comparten para formar los octetos alrededor de cada
átomo, no permanecen pares de cargas libres y la molécula es lineal.
BF3 La estructura de Lewis para esta molécula, es la que se presenta a la izquierda. Aquí el
B no presenta pares solitarios sin ocupar y solo está rodeado por tres pares de electrones
que forman enlaces. Es una molécula deficiente en electrones.
La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace mínima la repulsión, por lo que la
geometría molecular es la que se muestra, plana formando 120°, un triángulo equilátero.
NH3 Se predice la estructura del NH3 mediante pasos a seguir durante el procedimiento
referidos a la figura de la izquierda
PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). Obsérvese que nada se ha establecido aún
sobre la verdadera geometría.
PASO 2 Contar los pares electrónicos y reagruparlos para minimizar la repulsión. Esta
molécula presenta 4 pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una
redistribución tetraédrica.
PASO 3 Se Ubica los átomos H en sus posiciones, los tres compartiendo pares de electrones
como se muestra a continuación
PASO 4 Se Nombra la estructura de la molécula, basándose en la posición de los átomos.
Colocando los pares electrónicos determina la estructura y que la geometría se basa en los
átomos. Es incorrecto afirmar que NH3 es tetraédrico. Realmente, posee una agrupación
tetraédrica de sus pares electrónicos, pero su geometría, es una pirámide trigonal.
Hasta el momento hemos tomado casos en que 2, 3 y 4 pares de electrones se ubican
alrededor de un átomo del centro. Sin embargo, esto puede ocurrir con 5 y 6 pares de
electrones también de modo que conviene mostrar la forma que todos se agrupan alrededor
de un átomo, con el fin de lograr la mínima repulsión entre ellos. La Tabla a continuación
muestra todos estos casos.

18. Este esquema lo ocuparemos ahora para deducir la geometría de algunas moléculas típicas.
XeF4 Debido a que los gases nobles presentan una estructura de capas de valencia s p
completamente ocupadas, siempre se pensó que eran químicamente inactivos. Así, por
muchos años se le consideró gases inertes hasta que en 1960 varios compuestos de Kr, de
Xe y de Rn fueron sintetizados. Un ejemplo es el compuesto XeF4 cuya estructura de Lewis
se muestra a la derecha.
Nótese que el átomo Xe se encuentra rodeado por seis pares de electrones, en total 12
electrones que exige que la forma adquirida por estos sea octaédrica, como se ve en la figura
que acompaña.

19. La estructura geométrica dependerá de cómo se estos pares solitarios y los enlaces se
ubiquen. Las posibilidades son como las que se señala para los casos a , b a la derecha y,
obviamente, debemos decidir cuál de estas dos formas geométricas es la correcta.
En el caso a, estos pares solitarios se encuentran a 90° entre sí en cambio, en b están
separados por 180° y esta es la geometría más correcta para evitar la repulsión de los pares
de electrones solitarios.
La geometría experimental coincide con este análisis, muestra los 4 F ocupando el plano
ecuatorial. Así, XeF4 es cuadrado plano con el Xe en el centro molecular
Estructuras geométricas de H2O, NH3, CH4.
Vamos a comparar ahora lo que se logra con las moléculas señaladas, puesto que todas
poseen un átomo central con 4 pares electrónicos de los cuales, el metano los ocupa
totalmente y las otras en forma parcial. Lo que se logra es
y se ve claramente que la existencia de pares electrónicos libres disminuyen el ángulo de la
estructura pseudo-tetraédrica en estas moléculas.
Enlaces múltiples en VSEPR
Hasta el momento nuestro tratamiento considera sólo moléculas con enlaces simples. Para
saber como manejar la situación en moléculas con enlaces dobles, triples etc, tomemos la
estructura del ion NO3- para el que se requiere escribir tres estructuras resonantes

20. Además, el ion NO3- se sabe que es planar con ángulos de enlace de 120° y esta estructura
planar es la que se espera para tres pares de electrones solitarios alrededor del átomo
central. Esto significa que un doble enlace debe contarse como un par solitario efectivo en
la descripción de la geometría molecular. En realidad, esta bien que sea así porque disponer
" dos pares solitarios " en un enlace doble, " los obliga a no ser independientes"
En VSEPR, enlaces múltiples cuentan como un par solitario efectivo
Moléculas que no contienen un átomo central.
Para ilustrar estos casos, usemos la molécula METANOL, la estructura de Lewis se muestra
a la derecha y donde se observa que no hay un átomo central, definido sino que el C y el O
forman parte del centro molecular.
La geometría se puede predecir investigando previamente como se ordenan los pares
solitarios alrededor de cada uno de los átomos participantes, que no son de los extremos,
esto es, C y O
Nótese que hay 4 pares solitarios de electrones alrededor del carbono, que lo obligan a
adoptar una forma tetraédrico. Alrededor de éste, se ubican 3 átomos H y el átomo O que
proviene del grupo OH.
Ahora bien, recordemos que el átomo O en el H2O dispone de 2 pares solitarios sin
compartir, que hacen que adopten una geometría angular. En la molécula metanol, una
posición del agua está ocupada por el átomo C del CH3 pero preservando la forma angular,
como lo muestra la figura a la derecha.
La geometría final se logra conocer juntando ambas formas desarrolladas para cada

21. fragmento y se observa claramente que el H del grupo OH no es lineal respecto a la línea de
unión C-O sino que forma un ángulo muy parecido al que corresponde al agua. La última la
figura a la izquierda nos entrega la forma final que debe adoptar el Metanol, con un entorno
tetraédrico alrededor del átomo C y una forma angular alrededor del átomo O.
I-3 : ion azida. La estructura electrónica de Lewis para este ion es la que aparece en la figura
a la izquierda. Allí podemos observar que, si bien no existen enlaces múltiples, el átomo
central acomoda en total 10 e 's ocupando orbitales atómicos d superiores. en todo caso,
como átomo central maneja 5 pares de electrones de los cuales, 2 forman los enlaces y los
otros tres deben agruparse de modo que la repulsión electrónica sea mínima.
La estructura a describe el caso en que dos de los pares solitarios salen perpendicular al
plano formado por los átomos y formando un ángulo de 90° con el tercer par solitario (en el
plano de los tres átomos de Iodo).
La estructura b produce otra agrupación de los pares solitarios, que también forman 90°
entre sí y finalmente, la figura c ubica los tres pares solitarios formando 120° entre sí
logrando la mínima repulsión.
La geometría c es la que corresponde al resultado experimental y la molécula I-3 es lineal.
Geometría electrónica: Se refiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia
alrededor del átomo central.
Geometría molecular: Se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no de
los pares de electrones.
6. Teoría de enlace de valencia.
La teoría de enlace de valencia es una teoría aproximada para explicar el enlace por par de
electrones o covalente con la mecánica cuántica.
Teoría básica.
De acuerdo con la teoría sobre enlace valencia, se forma un enlace entre dos átomos cuando
se satisfacen las condiciones siguientes:
Un orbital de en un átomo viene a ocupar una porción de la misma región del espacio
que ocupa un orbital del otro átomo. Se dice que los dos orbítales se traslapan. Esto se

22. explica ya que a medida que el orbital de un átomo se traslapa con el otro, los electrones
en orbítales comienzan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que los
electrones a ambos núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace
depende de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la sobreposición mayor será la
fuerza de la unión.
El número total de electrones en ambos orbítales no es mayor a dos. Lo dos orbítales no
pueden contener más de dos electrones, porque en una región dada del espacio solo
pueden estar dos electrones (esto ocurre siempre y cuando si los espines de los
electrones son opuestos).
A medida que el orbital de un átomo se traslapa con el orbital de otro, los electrones en los
orbítales empiezan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que los electrones son
atraídos a ambos núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace depende
de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la sobreposición mayor será la fuerza de la
unión. Los dos orbítales no pueden contener mas de dos electrones, porque en una región
dada del espacio solo pueden estar dos electrones (y eso solamente si los espines de los
electrones son opuestos).
Importancia del enlace químico.
El enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. La unión o enlace entre los átomos
tiene su origen en la estructura electrónica de los mismos. La actividad química de los
elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con otros átomos, la
configuración de gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo el helio que sólo
tiene dos), que es muy estable. Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces
químicos: iónico, covalente y metálico. Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien
definidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una transición gradual de uno a otro, lo
que permite considerar tipos de enlace intermedios. Gracias a estos enlaces se forman los
compuestos químicos, por ejemplo la sal.
La sal común es una sustancia bien conocida. Es utilizada para conservar y aderezar
alimentos. Nuestra sangre posee casi la misma proporción de sal que el agua del mar, y es
fundamental para mantener muchas de nuestras funciones vitales. Está formada por un no
metal, el cloro y un metal alcalino, el sodio. Ambos en estado puro son extremadamente
peligrosos para el hombre, sin embargo, forman juntas una sustancia, la sal común, que es
inocua en pequeñas cantidades. Se dice por tanto que han formado un compuesto químico,
una sustancia muy diferente de los elementos que la componen.
Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por uniones de distintos
elementos. El azúcar, por ejemplo, está formado por oxígeno, hidrógeno y carbono. Estos
átomos que pierden o ganan electrones para unirse se transforman en iones, átomos con
carga eléctrica. Estos iones se unen para formar compuestos químicos, y la forma de unirse
entre ellos se realiza mediante enlaces químicos.
7. Estado de la materia
Todas las sustancias pueden existir, al menos en principio, en los tres estados: sólido,
líquido y gaseoso. Como muestra la siguiente figura:

23. En un sólido, las moléculas se mantienen unidas en forma organizada con poca libertad de
movimiento. En un líquido las moléculas están unida, pero no en una posición tan rígida y
se puede mover libremente. En un gas, las moléculas están separadas por distancias que
son grandes en comparación con el tamaño de las moléculas.
Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin que cambie la
composición de la sustancia. Un sólido (por ejemplo el hielo) se fundirá por calentamiento y
formará un líquido (agua). (La temperatura a la cual se da esta transición de denomina
punto de fusión). El calentamiento anterior convertirá el líquido en un gas. (Esta
conversión se lleva a cabo en el punto de ebullición del líquido.) por otro lado el
enfriamiento de un gas lo condensará para formar un líquido. Cuando el líquido se enfría
aun más se congelará y se formará un sólido.
El plasma es considerado como el cuarto estado de la materia, pues su presencia en el
universo es muy abundante. Se trata de una masa gaseosa fuertemente ionizada en la cual,
como consecuencia de temperaturas extremadamente elevadas, los átomos se han visto
despojados de su envoltura de electrones y coexisten con los núcleos atómicos en un estado
de agitación intensa. Las estrellas, durante una parte importante de su vida, están
constituidas por grandes masas de plasma. Debido a la violencia de los choques entre
núcleos, en tales condiciones se producen reacciones de síntesis de núcleos nuevos con una
considerable liberación de energía. El Sol es esencialmente una enorme esfera de plasma.
8. Glosario
Capa de valencia. Capa electrónica externa de un átomo que contiene los electrones que
participan en el enlace.
Electrones de valencia. Electrones externos de un átomo, los cuales son los implicados
en el enlace químico.
Catión. Ion cargado positivamente que se forma por la remoción de electrones de
átomos ó moléculas.
Anión: Ion cargado negativamente que se forma por la adición de electrones a átomos o
moléculas.
Enlace sigma, . Enlace covalente formado por orbítales que se traslapan por los
extremos: su densidad electrónica está concentrada entre los núcleos de los átomos que
se unen.
Enlace pi, enlace covalente formado por el traslape lateral de los orbítales; su
densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano de los núcleos de los átomos
que están unidos.
Carga formal. La carga sobre un átomo en una molécula o ion enlazado covalentemente;
los electrones enlazantes se cuentan como si estuvieran igualmente compartidos entre
los dos átomos enlazados.

24. Resonancia. Concepto según el cual son necesarias dos o más formulas de Lewis
equivalentes para la misma disposición de átomos (estructura de resonancia) para
describir el enlace en una molécula o ion.
Geometría iónica. Es la disposición de los átomos (no de pares electrónicos, no
compartidos) sobre el átomo ce3ntral de un ion poliatómico.
Hibridación: termino que se utiliza para explicar las mezclas de los orbítales atómicos en
un átomo (generalmente el átomo central) para generar un conjunto de orbítales
híbridos.
Orbítales Híbridos: son orbítales atómicos que se que se obtienen cuando dos o más
orbítales no equivalentes, del mismo átomo, se combinan preparándose para la
formación del enlace covalente.
Orbítales moleculares. Orbítales producto de las interacciones de los orbítales atómicos
de los átomos que se unen.
Solapamientos de Orbítales. Interacción de orbítales de átomos diferentes en la misma
región del espacio.
Plana Trigonal. Ocurre si hay tres pares de electrones en la capa de valencia de un
átomo, el cual tienden a estar acomodados en un plano, dirigidos hacia los vértices de un
triángulo de lados iguales (triángulo equilátero), las regiones del espacio ocupadas por
pares electrónicos están dirigidas a ángulos de 120º uno al otro.
Plana Cuadrada. Termino usado para describir las moléculas e iones poliatómicas que
poseen un átomo en el centro y cuatro átomos en las esquinas de un cuadrado.
Plasma. Mezcla de iones y electrones, como en una descarga eléctrica. En ocasiones el
plasma se ha considerado el cuarto estado de la materia.
Hielo cuántico. El hielo cuántico es un estado en el que la materia está tan próxima al
cero absoluto (0 ºK) que el movimiento atómico disminuye: Todos los núcleos se
colapsan en un "superátomo" alrededor del cual giran todos los electrones. Se ha
considerado el quinto estado de la materia.
9. Conclusión
Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos los iones. Dicho
enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia de electrones de la capa de
valencia del otro. Los cationes monoatómicos de los elementos tienen cargas iguales al
número de grupos.
Un enlace covalente es una energía fuerza de atracción que mantiene unidos a dos átomos
por la comparición de sus electrones enlazantes son atraídos simultáneamente hacia ambos
núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo cerca de un átomo y otra parte del tiempo
cerca del otro. Sin un par de electrones no es compartido igualmente, el enlace es polar.
Esta polaridad es el resultado de la diferencia que hay en las electronegatividades de los
átomos para atraer hacia ellos los electrones enlazantes.
La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlaces covalentes para
rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones para la regla del octeto, en
particular para los compuestos covalentes de berilio, para los elementos del grupo 3A y para
los elementos del tercer periodo y subsecuentes de la tabla periódica.
Linus Pauling desarrolló un método para determinar las electronegatividades relativas de la
mayoría de los elementos. Esta propiedad (electronegatividad) permite distinguir el enlace
covalente polar del enlace covalente no polar.
Las formulas de Lewis son representaciones sencillas de los electrones de la capa de
valencia de los átomos en las moléculas y los iones. se pueden aplicar reglas sencillas para
dibujar estas formulas. Aunque los átomos de la formula de Lewis satisfacen con frecuencia
la regla del octeto, no son poco comunes las excepciones a esta regla. Se pueden obtener las

25. formulas de Lewis al seguir las reglas para la escritura, el concepto de Carga formal con
frecuencia ayudara a decidir cual de las varias formulas de Lewis da la mejor descripción de
una molécula o ion.
La Geometría molecular se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no
de los pares de electrones y la Geometría electrónica se refiere a la ordenación geométrica
de los electrones de valencia alrededor del átomo central.
La teoría de enlace de valencia, es una de las aplicaciones de la mecánica cuántica en el cual
se forman orbítales híbridos mediante la combinación y reacomodo de los orbítales de un
mismo átomo. Todos los orbítales híbridos tienen la misma energía y densidad electrónica y
el número de orbítales híbridos es igual al número de orbítales atómicos puros que se
combinan.
La materia presenta tres estados líquido, que son líquido, sólido y gaseoso (aunque se habla
de un cuarto y quinto elemento; plasma y hielo cuántico respectivamente).
10. Bibliografía
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Prentice-Hail. Hispanoamericana. Quinta Edición.
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