Modelos de enlace y estructura

• Iónico: metal cede $e^-$ → catión; no metal gana $e^-$ → anión.
• Covalente: no metales comparten $e^-$ (simple / doble / triple).
• Metálico: cationes en red + mar de $e^-$ deslocalizados.
• $\Delta\chi<0{,}4$ apolar · $0{,}4$–$1{,}7$ polar · $>1{,}7$ iónico.

$$F \propto \frac{q_1,q_2}{r^2}$$

• Fórmula: neutralidad de carga ($\sum$ cargas $=0$); cruza subíndices y simplifica.
• Mayor carga y menor radio → red más fuerte → mayor $T_\text{fus}$.
• Conduce solo fundido o disuelto; sólido = iones fijos, no conduce.

$$\text{carga formal} = V - N - \tfrac{1}{2}E$$

• Orden de enlace: simple < doble < triple → más corto y más fuerte.
• Resonancia ($\leftrightarrow$): híbrido real con todos los enlaces equivalentes.
• Enlace coordinado (dativo): ambos $e^-$ los aporta el donante (base de Lewis).

• Cada dominio (par solitario o enlace múltiple) cuenta como uno; se repelen.
• Solitarios comprimen ángulos: piramidal ≈107°, angular ≈104,5°.
• Polar simétrica → molécula apolar ($\text{CO}_2$); polar asimétrica → polar ($\text{H}_2\text{O}$).

• Covalente en red: $T_\text{fus}$ muy alta, no conduce (excepto grafito).
• Metálico: conduce en sólido y fundido (electrones); maleable; brillo.
• Molecular: $T_\text{fus}$ baja, no conduce; solo FIM entre moléculas.
• Clasificar: ¿conduce sólido? → metálico · solo fundido/disuelto? → iónico.

• London: en todas las sustancias; crece con número de $e^-$ y área de contacto.
• Dipolo-dipolo: moléculas con dipolo permanente y geometría asimétrica.
• Enlace de H: H unido a N, O o F; causa anomalías de $T_\text{eb}$ (agua 100 °C).
• Al ebullir se vencen las FIM — los enlaces covalentes no se rompen.

• "Molécula de NaCl" no existe — decir unidad de fórmula o red iónica.
• En metales, la corriente la llevan los electrones, no los iones.
• Resonancia ($\leftrightarrow$) ≠ equilibrio ($\rightleftharpoons$): las estructuras no existen por separado.