Chemical Bonds: Ionic and Polar Bonds

Chemical Bonds

Ionic Bonds

• Formed by the transfer of electrons between atoms
• Typically between a metal and a nonmetal
• One atom loses an electron (becomes a cation) and the other atom gains an electron (becomes an anion)
• Electronegativity difference between atoms is usually > 1.7
• Example: NaCl (sodium chloride or table salt)

Polar Bonds

• Formed when two atoms share electrons unequally
• One atom has a higher electronegativity than the other
• Results in a partial positive charge on one atom and a partial negative charge on the other
• Electronegativity difference between atoms is between 0.5 and 1.7
• Example: HCl (hydrogen chloride)

Bonding Theories

• Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) Theory: predicts the shape of a molecule based on the arrangement of electron pairs around the central atom
• Molecular Orbital (MO) Theory: describes the distribution of electrons in a molecule in terms of molecular orbitals
• Valence Bond (VB) Theory: explains the formation of bonds in terms of overlapping atomic orbitals

Covalent Bonds

• Formed by the sharing of electrons between atoms
• Typically between two nonmetals
• Atoms share one or more pairs of electrons to form a bond
• Electronegativity difference between atoms is usually < 0.5
• Examples: H2 (hydrogen), O2 (oxygen), N2 (nitrogen)

Lewis Structures

• A way of representing the valence electrons of an atom and the bonds it forms
• Consists of dots or dashes to represent electrons and lines to represent bonds
• Helps to predict the shape and polarity of a molecule
• Example: H2O (water)
  • H—O—H
  • :O:

Enlaces Químicos

Enlaces Iónicos

• Se forman mediante la transferencia de electrones entre átomos
• Sucede típicamente entre un metal y un no metal
• Un átomo pierde un electrón (se convierte en un catión) y otro átomo gana un electrón (se convierte en un anión)
• La diferencia de electronegatividad entre los átomos es generalmente > 1.7
• Ejemplo: NaCl (cloruro de sodio o sal común)

Enlaces Polares

• Se forman cuando dos átomos comparten electrones de manera desigual
• Un átomo tiene una electronegatividad mayor que el otro
• Resulta en una carga parcial positiva en un átomo y una carga parcial negativa en el otro
• La diferencia de electronegatividad entre los átomos es entre 0.5 y 1.7
• Ejemplo: HCl (cloruro de hidrogeno)

Teorías de Enlace

• Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (VSEPR): predice la forma de una molécula basada en la disposición de pares de electrones alrededor del átomo central
• Teoría de Orbitales Moleculares (MO): describe la distribución de electrones en una molécula en términos de orbitales moleculares
• Teoría del Enlace de Valencia (VB): explica la formación de enlaces en términos de orbitales atómicos superpuestos

Enlaces Covalentes

• Se forman mediante la compartición de electrones entre átomos
• Sucede típicamente entre dos no metales
• Los átomos comparten uno o más pares de electrones para formar un enlace
• La diferencia de electronegatividad entre los átomos es generalmente < 0.5
• Ejemplos: H2 (hidrógeno), O2 (oxígeno), N2 (nitrógeno)

Estructuras de Lewis

• Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo y los enlaces que forma
• Consiste en puntos o trazos para representar electrones y líneas para representar enlaces
• Ayuda a predecir la forma y polaridad de una molécula
• Ejemplo: H2O (agua)
  • H—O—H
  • :O: