Las propiedades  de las sustancias están determinadas  en partepor los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomosinteractúan para formar un enlace químico, solo entra en contacto sus regionesmás externas.
En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por unionescovalentes. La mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificaciónde minerales que contienen al compuesto.
Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes sedenominan Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran loselectrones de valencia.
La tendendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en sucapa de valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo Lewis.
También hablaremos sobre la electronegatividad, el concepto relativo, en elsentido de que la electronegatividad de un elemento solo se puede medir respectode la de otros elementos. Sabemos por varios experimentos que las moléculastienen estructuras definidas; esto es, los átomos de una molécula tienenposiciones definidas relativas uno con el otro en un espacio de tresdimensiones, es de aquí donde sale el estudio experimental denominado ElMomento Dipolo.
El modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia basado enlas estructuras de Lewis, es un método bastante sencillo y directo parapredecir las geométricas moleculares.
La mecánica cuántica posee dos teorías: teoría del enlace de valencia y lateoría de orbítales moleculares, ambas emplean los métodos de la mecánica cuánticapero hacen diferentes suposiciones y simplificaciones.

Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquieraque sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electronespara adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a losgases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomosiguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de losgases inertes y formar moléculas estables.

Enlace iónico:
El enlace iónico: fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en uncompuesto 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 resultade la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomosa otro, es decir, es la atracción de iones con carga opuesta (cationes yaniones) en grandes números para formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio(Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio, que serepresenta como Na , un átomo de cloro puede ganar un electrón paraformar 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 cationesy aniones. El Na es el catión y el Cl ^– es el anión.
NaCl

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 puedenformar distintos enlaces covalentes: En un enlace sencillo, dos átomos se unenpor 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 deelectrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlacecovalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomoscomparten tres pares de electrones.
Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten unoo más pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia deelectronegatividades 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 hidrógenopara formar una molécula H₂. Un átomo aislado de hidrógeno tienela configuración electrónica del estado fundamental 1s¹, con ladensidad de probabilidad para este único electrón esféricamente distribuidaen 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).

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 seforma un enlace covalente simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan, asíque 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 formarenlaces covalentes. El resultado de esta compartición es que cada átomoconsigue una configuración electrónica más estable (frecuentemente la mismaque 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 polartal como el de la molécula de hidrógeno, H₂, el par electrónico esigualmente compartido entre los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos dehidrógeno tienen la misma electronegatividad (tendencia de un átomo a atraerlos electrones hacia sí en un enlace químico), es decir que los electronescompartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y portanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo. En este enlace covalente nopolar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un planoperpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas lasmoléculas diatómicas homonucleares, tales como H₂, O₂, N₂,F₂ Y Cl₂, porque los dos átomos idénticos tienenelectronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlacescovalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser nopolares.
Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de hidrógeno los pares electrónicosestán compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado de polaridadya que H y F no son átomos idénticos y por lo tanto no atraen igualmente a loselectrones. La electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es de4,0, claramente el átomo F con su mayor electronegatividad, atrae el par electrónicocompartido mucho más fuertemente que H. La distribución asimétrica de ladensidad electrónica está distorsionada en la dirección del átomo máselectronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica deja aH algo positivo. El HF se considera una molécula diatómica heteronuclear, yaque contiene dos clases de átomo.
Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momentodipolar, 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 entrelas cargas:
Q x r
Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en ambos extremos de una moléculadiatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signoopuesto. Sin embargo en la ecuación Q se refiere solo a la magnitud dela carga y no a su signo, por lo que  siempre es positiva. Losmomentos dipolo generalmente se expresan en unidades Debye (D), así denominadasen 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 dosplacas y aplicando un voltaje. Esto produce un pequeño desplazamiento de ladensidad electrónica de cualquier molécula, así que el voltaje aplicadodisminuye ligeramente. Sin embargo las moléculas diatómicas que contienenenlaces 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 marcadamentepara estas sustancias, y así decimos que estas moléculas son polares. Moléculastales como F₂ o N₂ no se reorientan, así que el cambio devoltaje entre las placas es ligero; decimos que estas moléculas son no polares.Generalmente, cuando las diferencias de electronegatividades en las moléculasdiatómicas aumentan, los momentos dipolares medidos aumentan.
Los momentos dipolares asociados con enlaces individuales sólo pueden medirseen moléculas diatómicas simples. Más que pares seleccionados de átomos, loque se sujeta a medición son moléculas enteras. Los valores medidos demomentos dipolares reflejan las polaridades globales de las moléculas. Para lasmoléculas poliatómica son el resultado de todos los dipolos de enlace de lasmoléculas.
El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos estádeterminado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. Lapresencia de enlaces polares no necesariamente significa que la moléculapresente un momento dipolo. Por ejemplo el dióxido de carbono (CO₂)es una molécula triatómica, por lo que su geometría puede ser lineal oangular. Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la moléculaes angular; tiene un momento dipolo. En este caso, el momento dipolo de la moléculacompleta es la resultante de los dos momentos de enlace, es decir, de losmomentos dipolos individuales de los enlaces C = O. el momento de enlace es unacantidad vectorial, lo que significa que tiene tanto magnitud como dirección.El momento dipolo medido es igual a la suma vectorial de los momentos deenlaces.

La escala más usada para medir electronegatividades se basa en unadesarrollada por Linus Pauling. El observó que cuando se combinan los átomosde diferentes electronegatividades, sus enlaces son más fuertes de lo esperado.Se cree que son dos los factores que contribuyen a la fuerza del enlace. Uno deellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la unión adicionalproducida por una atracción entre los extremos opuestamente cargados del enlacedipolo. La fuerza extra del enlace se atribuyó entonces a la unión adicional yPauling utilizó este concepto para desarrollar su tabla deelectronegatividades.
Cuando se tenga algún interés en conocer algo acerca de la polaridad de unenlace, tal vez dicho interés se base en la diferencia de laselectronegatividades entre los dos átomos unidos por el enlace. Si ladiferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar, pero si esgrande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muygrande, el par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededordel átomo más electronegativo y el enlace será iónico. Se ve porconsiguiente, que el grado del carácter iónico del enlace, según sea medidopor la cantidad por la carga soportada de los átomos en cada extremo podrávariar desde cero hasta un 100%, dependiendo de las electronegatividades de losátomos unidos.
Por ultimo, vale la pena tomar nota de las tendencias de electronegatividaddentro de la tabla periódica. Se observará que los elementos máselectronegativos se encuentran en la parte superior derecha de la tabla; losmenos electronegativos se encuentran en la parte inferior izquierda. Estoconsiste con las tendencias de la energía de ionización (El) y de la afinidadelectrónica (AE). Es también consistente con las observaciones realizadas endonde los átomos procedentes de los extremos opuestos de la tabla —litio y flúor,por ejemplo— forman enlaces que son esencialmente iónicos y que átomos comoel carbono y el oxígeno forman enlaces covalentes que sólo son poco polares.

Las formulas de Lewis las usamos para mostrar los electrones de valencia endos moléculas simples. Una molécula de agua puede representarse por uno de lossiguientes 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:

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 útilpara la primera aproximación para sugerir esquemas de enlaces. Es importantesaber que las formulas de puntos de Lewis solo muestran el número de electronesde valencia, el número y las clases de enlaces y el orden en que estánconectados los átomos. No intentan mostrar las formas tridimensionales de lasmoléculas e iones poliatómicos.

Regla del Octeto. Limitaciones de la regla del octetopara la formula de Lewis.
Regla de octeto. Se basa en que un átomo diferente del hidrógeno tienden aformar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, unenlace covalente se forma cuando no hay suficientes electrones para que cada átomoindividual tenga el octeto completo. Al compartir electrones en un enlacecovalente, los átomos individuales pueden completar sus octetos.
La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundoperiodo de la tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p,los cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de unode estos elementos forman un compuesto covalente, pueden obtener la configuraciónelectrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos delmismo compuesto.

Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis.
Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienenmetales de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en elenlace orbítales s y p.
1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Becontiene solo dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solodos enlaces covalentes cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto seusa cuatro electrones como el número necesario para Be en la etapa 2, en laetapa 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 capade valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazana otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el númeronecesario para los elementos IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; yen las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de electrones para los elementosIIIA.
3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplosson NO, con 11 electrones en la capa de valencia, y NO₂, con 17electrones en la capa de valencia.
4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ochoelectrones en la capa de valencia para mantener todos los electronesdisponibles, D. cuando uno se encuentra con esto, se añaden las reglas extra alas etapas 4 y 6.
Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el númeronecesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C seaumenta el número de electrones necesario.
Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos losátomos 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, loscompuestos que contienen átomos con solo cuatro electrones de valencia(limitación 1 de arriba) o seis electrones de valencia (limitación 2 dearriba) frecuentemente reaccionan con otras especies que suministran pareselectrónicos. Compuestos como estos que aceptan un par de electrones paracompartir se denominan ácido de Lewis: una base le Lewis es una especie quepuede disponer de un par de electrones para compartir. Las moléculas con un númeroimpar de electrones a menudo se dimerizan (combinan en pares) para dar productosque sí satisfacen la regla de octeto, ejemplos son la dimerización del NO paraformar N₂O₂ y del NO₂ para formar N₂O₄.

Geometría molecular.
Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometríade una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el puntode fusión, punto ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puedeparticipar.
La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquellaque hace mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados paraformar enlaces y los no usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomoen la molécula.
Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la estructuraelectrónica 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 demanera que la repulsión electrostática entre dos pares, sea mínima. Así, loprimero es hacer un balance electrónico de la molécula en base a octetos,luego decidir cual átomo se considera central para luego analizar que pasa conlos pares de electrones alrededor de éste. Los ejemplos de moléculas que sepresentan a continuación, cubren prácticamente todas las posibilidades geométricasposibles 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, formarán un ángulo de 180° entre sí, generando así la máxima separación entre los pares de electrones. Esto nos genera la estructura lineal para BeCl_2.
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 sepresenta a la izquierda. Aquí el B no presenta pares solitarios sin ocupar ysolo está rodeado por tres pares de electrones que forman enlaces. Es una moléculadeficiente en electrones.
La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace mínima la repulsión, porlo que la geometría molecular es la que se muestra, plana formando 120°, untriángulo equilátero.
NH3 Se predice la estructura del NH3 mediante pasos a seguir durante elprocedimiento referidos a la figura de la izquierda
PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). Obsérvese que nada se haestablecido 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 esuna redistribución tetraédrica.

La estructura geométrica dependerá de cómo se estos pares solitarios y losenlaces se ubiquen. Las posibilidades son como las que se señala para los casosa , b a la derecha y, obviamente, debemos decidir cuál de estas dos formas geométricases 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 paraevitar la repulsión de los pares de electrones solitarios.
La geometría experimental coincide con este análisis, muestra los 4 F ocupandoel plano ecuatorial. Así, XeF₄ es cuadrado plano con el Xe en elcentro molecular

Estructuras geométricas de H₂O, NH₃, CH_4.
Vamos a comparar ahora lo que se logra con las moléculas señaladas, puesto quetodas poseen un átomo central con 4 pares electrónicos de los cuales, elmetano 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

Además, el ion NO₃^- se sabe que es planar con ángulosde enlace de 120° y esta estructura planar es la que se espera para tres paresde electrones solitarios alrededor del átomo central. Esto significa que undoble enlace debe contarse como un par solitario efectivo en la descripción dela geometría molecular. En realidad, esta bien que sea así porque disponer" dos pares solitarios " en un enlace doble, " los obliga a noser 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 Lewisse 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 lospares solitarios alrededor de cada uno de los átomos participantes, que no sonde los extremos, esto es, C y O
Nótese que hay 4 pares solitarios de electrones alrededor del carbono, que loobligan a adoptar una forma tetraédrico. Alrededor de éste, se ubican 3 átomosH 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 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 deLewis para este ion es la que aparece en la figura a la izquierda. Allí podemosobservar que, si bien no existen enlaces múltiples, el átomo central acomodaen total 10 e 's ocupando orbitales atómicos d superiores. en todo caso, comoátomo central maneja 5 pares de electrones de los cuales, 2 forman los enlacesy 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 salenperpendicular al plano formado por los átomos y formando un ángulo de 90° conel tercer par solitario (en el plano de los tres átomos de Iodo).
La estructura b produce otra agrupación de los pares solitarios, que tambiénforman 90° entre sí y finalmente, la figura c ubica los tres pares solitariosformando 120° entre sí logrando la mínima repulsión.
La geometría c es la que corresponde al resultado experimental y la molécula I^-₃es lineal.
Geometría electrónica: Se refiere a la ordenación geométrica de loselectrones de valencia alrededor del átomo central.
Geometría molecular: Se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos enel espacio, no de los pares de electrones.

La teoría de enlace de valencia es una teoría aproximada paraexplicar 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 átomoscuando 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 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, loselectrones en los orbítales empiezan a moverse alrededor de ambos átomos.Debido a que los electrones son atraídos a ambos núcleos a la vez, jalanjuntos 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 dosorbítales no pueden contener mas de dos electrones, porque en una región dadadel espacio solo pueden estar dos electrones (y eso solamente si los espines delos electrones son opuestos).

Importancia del enlace químico.
El enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. La unión o enlaceentre 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 (ochoelectrones en la capa más externa, salvo el helio que sólo tiene dos), que esmuy estable. Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces químicos:iónico, covalente y metálico. Aunque dichos enlaces tienen propiedades biendefinidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una transición gradualde uno a otro, lo que permite considerar tipos de enlace intermedios. Gracias aestos enlaces se forman los compuestos químicos, por ejemplo la sal.
La sal común es una sustancia bien conocida. Es utilizada para conservar yaderezar alimentos. Nuestra sangre posee casi la misma proporción de sal que elagua del mar, y es fundamental para mantener muchas de nuestras funcionesvitales. 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 pequeñascantidades. Se dice por tanto que han formado un compuesto químico, unasustancia muy diferente de los elementos que la componen.
Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por uniones de distintoselementos. El azúcar, por ejemplo, está formado por oxígeno, hidrógeno ycarbono. Estos átomos que pierden o ganan electrones para unirse se transformanen iones, átomos con carga eléctrica. Estos iones se unen para formarcompuestos químicos, y la forma de unirse entre ellos se realiza medianteenlaces químicos.

Todas las sustancias pueden existir, al menos en principio, en los tresestados: sólido, líquido y gaseoso. Como muestra la siguiente figura:

En un sólido, las moléculas se mantienen unidas en forma organizada conpoca libertad de movimiento. En un líquido las moléculas están unida, pero noen una posición tan rígida y se puede mover libremente. En un gas, las moléculasestán separadas por distancias que son grandes en comparación con el tamañode las moléculas.
Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin quecambie la composición de la sustancia. Un sólido (por ejemplo el hielo) sefundirá por calentamiento y formará un líquido (agua). (La temperatura a lacual se da esta transición de denomina punto de fusión). El calentamientoanterior convertirá el líquido en un gas. (Esta conversión se lleva a cabo enel punto de ebullición del líquido.) por otro lado el enfriamiento de un gaslo condensará para formar un líquido. Cuando el líquido se enfría aun másse congelará y se formará un sólido.
El plasma es considerado como el cuarto estado de la materia, pues su presenciaen el universo es muy abundante. Se trata de una masa gaseosa fuertementeionizada en la cual, como consecuencia de temperaturas extremadamente elevadas,los átomos se han visto despojados de su envoltura de electrones y coexistencon los núcleos atómicos en un estado de agitación intensa. Las estrellas,durante una parte importante de su vida, están constituidas por grandes masasde plasma. Debido a la violencia de los choques entre núcleos, en talescondiciones se producen reacciones de síntesis de núcleos nuevos con unaconsiderable liberación de energía. El Sol es esencialmente una enorme esferade plasma.

• 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.
• 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.

Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidoslos iones. Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la transferenciade electrones de la capa de valencia del otro. Los cationes monoatómicos de loselementos tienen cargas iguales al número de grupos.
Un enlace covalente es una energía fuerza de atracción que mantiene unidos ados átomos por la comparición de sus electrones enlazantes son atraídossimultáneamente hacia ambos núcleos atómicos y pasan una parte del tiempocerca de un átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un par deelectrones no es compartido igualmente, el enlace es polar. Esta polaridad es elresultado de la diferencia que hay en las electronegatividades de los átomospara atraer hacia ellos los electrones enlazantes.
La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlacescovalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones parala regla del octeto, en particular para los compuestos covalentes de berilio,para los elementos del grupo 3A y para los elementos del tercer periodo ysubsecuentes de la tabla periódica.
Linus Pauling desarrolló un método para determinar las electronegatividadesrelativas 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 lacapa de valencia de los átomos en las moléculas y los iones. se pueden aplicarreglas sencillas para dibujar estas formulas. Aunque los átomos de la formulade Lewis satisfacen con frecuencia la regla del octeto, no son poco comunes lasexcepciones a esta regla. Se pueden obtener las formulas de Lewis al seguir lasreglas para la escritura, el concepto de Carga formal con frecuencia ayudara adecidir cual de las varias formulas de Lewis da la mejor descripción de una moléculao ion.
La Geometría molecular se refiere a la ordenación de los átomos o núcleosen el espacio, no de los pares de electrones y la Geometría electrónica serefiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor delátomo central.
La teoría de enlace de valencia, es una de las aplicaciones de la mecánica cuánticaen el cual se forman orbítales híbridos mediante la combinación y reacomodode los orbítales de un mismo átomo. Todos los orbítales híbridos tienen lamisma energía y densidad electrónica y el número de orbítales híbridos esigual 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 cuánticorespectivamente).

BROWN, T. L., H.E. Y BURSTEN, B.E. (1993) . Química la ciencia central. México:Prentice-Hail. Hispanoamericana. Quinta Edición.
Chang, Raymond. (1998). Química. México: McGraw-Hill. Sexta Edición.
Ebbing, Darrell D. (1996). Química General. México. McGraw-Hill. Quinta edición
Whitten, K. W., Davis R.E. y Peck, M. L. (1998). Química General. España:McGraw-Hill. Quinta edición
Petrucci, R. H. (1977). Química general. México: Fondo EducativoInteramericano