Tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico
Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas y los compuestos [1]. Estas fuerzas son fundamentales para la formación de la materia y determinan las propiedades físicas y químicas de las sustancias. Hay tres tipos principales de enlaces químicos: iónicos, covalentes y metálicos, cada uno con características y propiedades distintas.
El enlace iónico se forma por la transferencia completa de electrones de un átomo a otro, resultando en la formación de iones con cargas opuestas que se atraen electrostáticamente [2]. Este tipo de enlace se encuentra comúnmente en compuestos formados por metales y no metales, como el cloruro de sodio (NaCl) [3]. En un enlace iónico, el metal (por ejemplo, el sodio) pierde electrones y se convierte en un catión con carga positiva, mientras que el no metal (por ejemplo, el cloro) gana electrones y se convierte en un anión con carga negativa. Los iones resultantes se organizan en una estructura cristalina regular, donde cada ion está rodeado por iones de carga opuesta [4].
El enlace covalente implica la compartición de pares de electrones entre átomos [5]. Los átomos se mantienen unidos por la atracción mutua hacia los electrones compartidos. Este tipo de enlace es común en moléculas formadas por no metales, como el dióxido de carbono (CO2) y el agua (H2O) [6]. Los enlaces covalentes pueden ser simples (un par de electrones compartidos), dobles (dos pares) o triples (tres pares) [7]. La multiplicidad del enlace influye en la fuerza y la longitud del mismo, siendo los enlaces simples más largos y débiles que los enlaces dobles o triples [8]. Las moléculas orgánicas y muchos compuestos inorgánicos presentan enlaces covalentes [9].
El enlace metálico se presenta en los metales y sus aleaciones, donde los electrones de valencia están deslocalizados y forman una nube electrónica que rodea a los cationes metálicos [10]. En un enlace metálico, los átomos del metal ceden sus electrones de valencia a la nube electrónica, que se extiende por toda la estructura del metal [11]. Los cationes metálicos resultantes se organizan en una estructura cristalina regular, mientras que los electrones deslocalizados se mueven libremente a través de la estructura [12]. Esta estructura de electrones deslocalizados es responsable de las propiedades características de los metales, como la alta conductividad eléctrica y térmica, la maleabilidad y la ductilidad [13].
Es importante destacar que los tipos de enlaces químicos no son mutuamente excluyentes y que muchas sustancias presentan una combinación de diferentes tipos de enlaces. Por ejemplo, en los compuestos iónicos, aunque el enlace principal es iónico, también pueden existir enlaces covalentes entre los iones poliatómicos [14]. Además, las fuerzas intermoleculares, como las fuerzas de van der Waals y los puentes de hidrógeno, pueden desempeñar un papel importante en las propiedades de las sustancias, incluso cuando los enlaces principales son iónicos o covalentes [15].
La comprensión de los diferentes tipos de enlaces químicos es fundamental para explicar y predecir las propiedades de las sustancias, así como para diseñar nuevos materiales con propiedades específicas [16]. El tipo de enlace presente en una sustancia influye en su estado físico, solubilidad, punto de fusión y ebullición, dureza, conductividad y reactividad química, entre otras propiedades [17]. Por lo tanto, el estudio de los enlaces químicos es esencial en campos como la química, la física, la ciencia de los materiales y la bioquímica [18].
Propiedades de compuestos iónicos y covalentes. Electronegatividad
Los compuestos iónicos y covalentes tienen propiedades distintas debido a la naturaleza de sus enlaces. Estas diferencias en las propiedades se deben a la forma en que los electrones se distribuyen entre los átomos y a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en la estructura del compuesto [19].
Los compuestos iónicos suelen ser sólidos a temperatura ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición [20]. Estas propiedades se deben a la fuerza de las interacciones electrostáticas entre los iones de carga opuesta en la estructura cristalina [21]. Para fundir o evaporar un compuesto iónico, es necesario superar estas fuertes interacciones, lo que requiere una gran cantidad de energía [22]. Además, los compuestos iónicos son duros y frágiles, ya que las fuerzas electrostáticas son direccionales y no permiten que los iones se deslicen unos sobre otros sin romper la estructura [23].
Los compuestos iónicos son buenos conductores de la electricidad cuando se funden o se disuelven en agua, debido a la presencia de iones móviles [24]. En estado sólido, sin embargo, los compuestos iónicos no conducen la electricidad, ya que los iones están fijos en sus posiciones en la estructura cristalina [25]. Cuando se funden o se disuelven, los iones se liberan y pueden moverse en respuesta a un campo eléctrico, lo que permite la conducción de la corriente eléctrica [26].
Por otro lado, los compuestos covalentes pueden ser gases, líquidos o sólidos a temperatura ambiente, dependiendo de la fuerza de las interacciones intermoleculares [27]. Estas interacciones, como las fuerzas de van der Waals y los puentes de hidrógeno, son generalmente más débiles que las interacciones iónicas, lo que resulta en puntos de fusión y ebullición más bajos [28]. Los compuestos covalentes suelen ser más blandos y flexibles que los compuestos iónicos, ya que las moléculas pueden deslizarse unas sobre otras sin romper los enlaces covalentes [29].
Los compuestos covalentes no conducen la electricidad en estado puro, ya que no hay iones móviles presentes [30]. Sin embargo, algunos compuestos covalentes, como los semiconductores y los polímeros conductores, pueden conducir la electricidad bajo ciertas condiciones debido a la presencia de electrones deslocalizados o a la adición de impurezas (dopaje) que introducen portadores de carga móviles [31].
Muchos compuestos covalentes son solubles en disolventes orgánicos debido a su naturaleza no polar o débilmente polar [32]. Las moléculas covalentes no polares, como los hidrocarburos, son solubles en disolventes no polares, como el hexano, debido a las interacciones de van der Waals entre las moléculas del soluto y del disolvente [33]. Las moléculas covalentes polares, como los alcoholes, son solubles en disolventes polares, como el agua, debido a las interacciones dipolo-dipolo y los puentes de hidrógeno entre las moléculas del soluto y del disolvente [34].
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un enlace químico [35]. La escala de electronegatividad de Pauling es la más utilizada, y asigna valores relativos a los elementos basándose en las diferencias de energía de disociación de los enlaces [36]. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, más iónico será el enlace [37]. Si la diferencia de electronegatividad es pequeña, el enlace será covalente polar, y si no hay diferencia de electronegatividad, el enlace será covalente no polar [38].
La electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica y disminuye de arriba a abajo [39]. Los elementos del grupo 17 (halógenos) tienen las electronegatividades más altas, mientras que los elementos del grupo 1 (metales alcalinos) tienen las electronegatividades más bajas [40]. La diferencia de electronegatividad entre los átomos determina la polaridad de los enlaces y, por lo tanto, influye en las propiedades de los compuestos, como el momento dipolar, la solubilidad y la reactividad [41].
En resumen, las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes están determinadas por la naturaleza de sus enlaces y las fuerzas intermoleculares presentes. Los compuestos iónicos se caracterizan por sus altos puntos de fusión y ebullición, su dureza y fragilidad, y su conductividad eléctrica cuando se funden o se disuelven. Los compuestos covalentes, por otro lado, presentan una amplia gama de propiedades físicas y químicas, dependiendo de la fuerza de las interacciones intermoleculares y de la polaridad de los enlaces. La electronegatividad es un concepto fundamental para entender la formación de enlaces iónicos y covalentes, y para predecir las propiedades de los compuestos.
Enlace iónico. Número de oxidación
El enlace iónico se forma cuando hay una gran diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados, lo que resulta en una transferencia completa de electrones del átomo menos electronegativo al más electronegativo [42]. Este tipo de enlace es común entre metales y no metales, donde el metal actúa como un donador de electrones y el no metal como un aceptor de electrones [43]. El átomo que pierde electrones se convierte en un catión con carga positiva, mientras que el átomo que gana electrones se convierte en un anión con carga negativa [44]. Los iones resultantes se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas.
La formación de un enlace iónico se puede ilustrar con el ejemplo del cloruro de sodio (NaCl). El sodio (Na) tiene una electronegatividad de 0,9, mientras que el cloro (Cl) tiene una electronegatividad de 3,0 [45]. Debido a esta gran diferencia de electronegatividad, el sodio transfiere su electrón de valencia al cloro, formando un catión de sodio (Na+) y un anión de cloruro (Cl-). Los iones resultantes se organizan en una estructura cristalina regular, donde cada ion de sodio está rodeado por seis iones de cloruro, y cada ion de cloruro está rodeado por seis iones de sodio [46].
La fuerza del enlace iónico depende de la carga de los iones y de la distancia entre ellos [47]. Los iones con cargas mayores y los iones más pequeños forman enlaces iónicos más fuertes, ya que las interacciones electrostáticas son más intensas [48]. Además, la estabilidad de los compuestos iónicos aumenta con la energía reticular, que es la energía liberada cuando los iones se unen para formar el cristal [49]. Los compuestos iónicos con energías reticulares altas son más estables y tienen puntos de fusión y ebullición más altos [50].
El número de oxidación es una medida del grado de oxidación de un átomo en un compuesto [51]. Representa la carga hipotética que tendría un átomo si todos los enlaces fueran 100% iónicos [52]. En un enlace iónico, el número de oxidación del catión es igual a su carga positiva, mientras que el número de oxidación del anión es igual a su carga negativa [53]. Por ejemplo, en el cloruro de sodio, el número de oxidación del sodio es +1 y el número de oxidación del cloro es -1.
La suma de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser cero [54]. Esta regla se puede utilizar para determinar los números de oxidación de los átomos en compuestos más complejos, como los iones poliatómicos [55]. Por ejemplo, en el ion sulfato (SO42-), el número de oxidación del azufre se puede calcular asignando un número de oxidación de -2 a cada oxígeno y resolviendo la ecuación:
x + 4(-2) = -2
donde x es el número de oxidación del azufre. Despejando la ecuación, se obtiene que el número de oxidación del azufre en el ion sulfato es +6.
Los números de oxidación son útiles para determinar la transferencia de electrones en las reacciones redox, donde hay un cambio en los números de oxidación de los átomos involucrados [56]. En una reacción redox, los átomos que aumentan su número de oxidación se oxidan (pierden electrones), mientras que los átomos que disminuyen su número de oxidación se reducen (ganan electrones) [57]. Los números de oxidación también se utilizan para nombrar compuestos inorgánicos según la nomenclatura Stock, donde se indica el número de oxidación del átomo menos electronegativo con números romanos entre paréntesis [58].
En conclusión, el enlace iónico implica la transferencia completa de electrones entre átomos con una gran diferencia de electronegatividad, lo que resulta en la formación de iones con cargas opuestas que se atraen electrostáticamente. La fuerza del enlace iónico depende de la carga y el tamaño de los iones, así como de la energía reticular del cristal. El número de oxidación es una medida del grado de oxidación de un átomo en un compuesto y se utiliza para determinar la transferencia de electrones en las reacciones redox y para nombrar compuestos inorgánicos según la nomenclatura Stock.
Enlaces covalentes polares y no polares
Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares, dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados [59]. La polaridad de un enlace covalente se refiere a la distribución desigual de la densidad electrónica entre los átomos, lo que resulta en la formación de un dipolo eléctrico [60]. La polaridad de los enlaces influye en las propiedades físicas y químicas de las moléculas, como el punto de fusión, el punto de ebullición, la solubilidad y la reactividad [61].
En un enlace covalente polar, los electrones compartidos se encuentran más cerca del átomo más electronegativo, lo que resulta en una distribución desigual de la carga eléctrica [62]. El átomo más electronegativo adquiere una carga parcial negativa (δ-), mientras que el átomo menos electronegativo adquiere una carga parcial positiva (δ+) [63]. La magnitud de la polaridad del enlace depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos: cuanto mayor sea la diferencia, más polar será el enlace [64].
Un ejemplo de enlace covalente polar es el enlace O-H en la molécula de agua (H2O). El oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, con valores de electronegatividad de 3,5 y 2,1, respectivamente [65]. Como resultado, los electrones compartidos en los enlaces O-H se encuentran más cerca del oxígeno, lo que le confiere una carga parcial negativa, mientras que los átomos de hidrógeno adquieren una carga parcial positiva. La polaridad de los enlaces O-H es responsable de muchas de las propiedades únicas del agua, como su alto punto de ebullición, su capacidad para formar puentes de hidrógeno y su naturaleza polar [66].
Otros ejemplos de moléculas con enlaces covalentes polares incluyen el cloruro de hidrógeno (HCl), el amoníaco (NH3) y el metanol (CH3OH) [67]. En general, los enlaces entre átomos con una diferencia de electronegatividad mayor a 0,4 se consideran polares [68].
En un enlace covalente no polar, los electrones compartidos se distribuyen equitativamente entre los átomos, ya que tienen la misma electronegatividad o muy similar [69]. En este caso, no hay una distribución desigual de la carga eléctrica y, por lo tanto, no se forma un dipolo eléctrico [70]. Las moléculas con enlaces covalentes no polares suelen ser simétricas y tienen una distribución uniforme de la densidad electrónica [71].
Ejemplos de enlaces covalentes no polares incluyen el enlace H-H en la molécula de hidrógeno (H2), el enlace C-C en el etano (C2H6) y el enlace N-N en el nitrógeno molecular (N2) [72]. En estos casos, los átomos involucrados tienen la misma electronegatividad, por lo que los electrones compartidos se distribuyen equitativamente entre ellos [73].
Es importante tener en cuenta que la polaridad de una molécula no solo depende de la polaridad de los enlaces individuales, sino también de la geometría molecular [74]. Una molécula puede tener enlaces polares, pero si estos se distribuyen simétricamente alrededor del átomo central, la molécula en su conjunto puede ser no polar [75]. Por ejemplo, el dióxido de carbono (CO2) tiene dos enlaces polares C=O, pero la molécula es lineal y simétrica, lo que resulta en un momento dipolar neto igual a cero y una molécula no polar [76].
La polaridad de las moléculas influye en sus propiedades físicas y químicas. Las moléculas polares tienden a tener puntos de fusión y ebullición más altos que las moléculas no polares de masa similar, debido a las interacciones dipolo-dipolo entre las moléculas [77]. Además, las moléculas polares son más solubles en disolventes polares, como el agua, debido a las interacciones favorables entre los dipolos del soluto y del disolvente [78]. Por otro lado, las moléculas no polares son más solubles en disolventes no polares, como el hexano, debido a las fuerzas de dispersión de London [79].
En resumen, los enlaces covalentes polares y no polares se distinguen por la distribución desigual o equitativa de la densidad electrónica entre los átomos, respectivamente. La polaridad de un enlace covalente depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados, mientras que la polaridad de una molécula depende tanto de la polaridad de los enlaces individuales como de la geometría molecular. La polaridad de las moléculas influye en sus propiedades físicas y químicas, como los puntos de fusión y ebullición, la solubilidad y la reactividad.
Fórmulas de puntos de Lewis de iones poliatómicos y moléculas
Las fórmulas de puntos de Lewis son representaciones gráficas de la distribución de los electrones de valencia en iones poliatómicos y moléculas [80]. En estas fórmulas, los símbolos químicos de los elementos se rodean de puntos que representan los electrones de valencia, y los enlaces entre los átomos se representan mediante líneas [81]. Los pares de electrones no compartidos (solitarios) se representan como puntos junto a los átomos.
Para dibujar una fórmula de puntos de Lewis, se siguen estos pasos:
Contar el número total de electrones de valencia de todos los átomos en la molécula o ion [82]. Para los iones, se debe considerar la carga neta: se restan electrones para los aniones (carga negativa) y se suman electrones para los cationes (carga positiva) [83].
Disponer los átomos y conectarlos con enlaces sencillos [84]. El átomo menos electronegativo generalmente se coloca en el centro, y los átomos más electronegativos se colocan alrededor [85].
Distribuir los electrones de valencia restantes alrededor de los átomos como pares solitarios, completando primero los octetos de los átomos más electronegativos [86]. Los átomos de hidrógeno pueden tener un máximo de dos electrones [87].
Si quedan electrones después de completar los octetos, se pueden formar enlaces dobles o triples [88]. Si faltan electrones para completar los octetos, se pueden formar enlaces dativos (coordinados) moviendo pares solitarios de un átomo a otro [89].
Por ejemplo, para dibujar la fórmula de puntos de Lewis del ion sulfato (SO42-), se siguen estos pasos:
Contar los electrones de valencia: S (6) + 4×O (4×6) + 2 (carga) = 32 electrones
Disponer los átomos y conectarlos con enlaces sencillos: O-S-O
| |
O O
3. Distribuir los electrones restantes: O:S:O
|| ||
:O::O:
4. No hay electrones restantes para formar enlaces múltiples.
Las fórmulas de puntos de Lewis son útiles para visualizar la distribución de los electrones en las moléculas y predecir su geometría y polaridad [90]. Sin embargo, tienen algunas limitaciones, como la incapacidad de representar la deslocalización electrónica en moléculas con enlaces resonantes o la diferencia de tamaño entre los átomos [91]. A pesar de estas limitaciones, las fórmulas de puntos de Lewis siguen siendo una herramienta valiosa en la enseñanza y la práctica de la química [92].
En conclusión, las fórmulas de puntos de Lewis son representaciones gráficas de la distribución de los electrones de valencia en iones poliatómicos y moléculas. Se construyen siguiendo una serie de pasos que implican contar los electrones de valencia, disponer los átomos, conectarlos con enlaces sencillos y distribuir los electrones restantes como pares solitarios o enlaces múltiples. Las fórmulas de puntos de Lewis son útiles para visualizar la estructura electrónica de las moléculas y predecir su geometría y polaridad, aunque tienen algunas limitaciones.
La regla del octeto y sus excepciones
La regla del octeto es un concepto fundamental en la química que establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar una configuración electrónica estable similar a la de un gas noble, con ocho electrones en su capa de valencia (excepto el helio, que tiene dos) [93]. Esta regla se basa en la observación de que los gases nobles, que tienen ocho electrones en su capa de valencia (excepto el helio), son químicamente inertes y estables [94]. Los átomos intentan imitar esta configuración electrónica estable formando enlaces químicos que les permitan completar su octeto [95].
La regla del octeto explica la formación de muchos compuestos iónicos y covalentes. Por ejemplo, en el cloruro de sodio (NaCl), el sodio alcanza su octeto perdiendo un electrón, mientras que el cloro alcanza su octeto ganando un electrón [96]. En el metano (CH4), el carbono alcanza su octeto compartiendo cuatro pares de electrones con cuatro átomos de hidrógeno [97].
Sin embargo, hay varias excepciones importantes a la regla del octeto [98]:
Moléculas con un número impar de electrones: Algunas moléculas, como el monóxido de nitrógeno (NO), tienen un número impar de electrones y, por lo tanto, no pueden tener un octeto completo en todos sus átomos [99].
Moléculas con menos de ocho electrones en la capa de valencia: Algunos átomos, especialmente los del segundo período (por ejemplo, el berilio y el boro), pueden formar compuestos estables con menos de ocho electrones en su capa de valencia [100]. Por ejemplo, en el cloruro de berilio (BeCl2), el berilio tiene solo cuatro electrones en su capa de valencia [101].
Moléculas con más de ocho electrones en la capa de valencia (hipervalentes): Algunos átomos, especialmente los del tercer período en adelante, pueden acomodar más de ocho electrones en su capa de valencia, formando compuestos hipervalentes [102]. Por ejemplo, en el pentacloruro de fósforo (PCl5), el fósforo tiene diez electrones en su capa de valencia [103].
Moléculas con enlaces deslocalizados: En algunas moléculas, como el benceno (C6H6) y otros compuestos aromáticos, los electrones pi están deslocalizados sobre varios átomos, lo que les confiere una estabilidad adicional [104]. En estos casos, la regla del octeto no se aplica de manera estricta [105].
A pesar de estas excepciones, la regla del octeto sigue siendo una guía útil para predecir la formación de enlaces y la estructura de muchos compuestos. Las excepciones a la regla del octeto se pueden explicar mediante conceptos más avanzados, como la teoría de enlace de valencia y la teoría de orbitales moleculares [106].
En resumen, la regla del octeto establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar una configuración electrónica estable con ocho electrones en su capa de valencia, similar a la de un gas noble. Esta regla explica la formación de muchos compuestos iónicos y covalentes, pero tiene varias excepciones importantes, como moléculas con un número impar de electrones, moléculas con menos o más de ocho electrones en la capa de valencia y moléculas con enlaces deslocalizados. A pesar de estas excepciones, la regla del octeto sigue siendo una herramienta valiosa para predecir la estructura y el comportamiento químico de muchos compuestos.
Concepto de resonancia
O O- O
|| | ||
-O-N=O ←→ O=N-O- ←→ -O-N=O
| || |
O- O O
Cada una de estas estructuras representa una distribución diferente de los electrones pi, pero ninguna de ellas describe completamente la estructura real del ion nitrato. En realidad, los electrones pi están deslocalizados sobre los tres átomos de oxígeno y el átomo de nitrógeno, y la estructura real es un híbrido de las tres formas resonantes [112].
La resonancia tiene varias consecuencias importantes para las propiedades de las moléculas [113]:
Estabilidad: Las moléculas con resonancia son más estables que lo que se esperaría basándose en una sola estructura de Lewis. La deslocalización de los electrones pi reduce la energía potencial de la molécula y aumenta su estabilidad [114].
Longitud de enlace: Las longitudes de los enlaces en las moléculas con resonancia son intermedias entre las de un enlace sencillo y un enlace doble. Esto se debe a que los electrones pi se distribuyen por igual entre los átomos involucrados [115].
Reactividad: La deslocalización de los electrones pi en las moléculas con resonancia puede influir en su reactividad. Por ejemplo, los compuestos aromáticos son menos reactivos que los alquenos con enlaces pi localizados [116].
Es importante tener en cuenta que las estructuras de resonancia son solo representaciones hipotéticas de la molécula y que no existen como entidades separadas [117]. La molécula real es siempre un híbrido de todas las formas resonantes, y su estructura y propiedades no se pueden describir adecuadamente con una sola estructura de Lewis [118].
En resumen, la resonancia es un concepto que se utiliza para describir la estructura electrónica de moléculas en las que los electrones pi están deslocalizados sobre varios átomos. Las estructuras de resonancia son diferentes representaciones de la misma molécula, y la estructura real es un promedio ponderado de todas las formas resonantes. La resonancia influye en la estabilidad, longitud de enlace y reactividad de las moléculas, y es un concepto fundamental para entender la química de los compuestos aromáticos y otros sistemas con electrones pi deslocalizados.
Geometría molecular y momento dipolar
La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula [119]. La geometría molecular está determinada por varios factores, como el número de átomos, el tipo de enlaces y la repulsión entre los pares de electrones enlazantes y no enlazantes [120]. La teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR) es un modelo que predice la geometría molecular basándose en la minimización de la repulsión entre los pares de electrones [121].
Según la teoría VSEPR, los pares de electrones enlazantes y no enlazantes alrededor de un átomo central se orientan de manera que minimicen su repulsión mutua [122]. Los pares de electrones no enlazantes (pares solitarios) ocupan más espacio y ejercen una mayor repulsión que los pares de electrones enlazantes [123]. Como resultado, las geometrías moleculares se pueden predecir a partir del número de átomos y el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes [124].
Algunas de las geometrías moleculares más comunes son [125]:
Lineal: Dos átomos unidos a un átomo central, con un ángulo de enlace de 180°. Ejemplo: BeH2.
Trigonal plana: Tres átomos unidos a un átomo central, con ángulos de enlace de 120°. Ejemplo: BH3.
Tetraédrica: Cuatro átomos unidos a un átomo central, con ángulos de enlace de 109.5°. Ejemplo: CH4.
Bipirámide trigonal: Cinco átomos unidos a un átomo central, con tres átomos en un plano ecuatorial y dos átomos en posiciones axiales. Ejemplo: PCl5.
Octaédrica: Seis átomos unidos a un átomo central, con ángulos de enlace de 90°. Ejemplo: SF6.
La geometría molecular influye en varias propiedades de las moléculas, como su polaridad, reactividad y propiedades espectroscópicas [126].
El momento dipolar es una medida de la separación de cargas eléctricas en una molécula [127]. Surge de la diferencia de electronegatividad entre los átomos y la geometría molecular [128]. El momento dipolar se representa mediante un vector que apunta desde la carga positiva hacia la carga negativa [129].
Para que una molécula tenga un momento dipolar distinto de cero, debe cumplir dos condiciones [130]:
Debe tener enlaces polares, es decir, una distribución desigual de la densidad electrónica entre los átomos.
Los dipolos de los enlaces individuales no deben cancelarse entre sí debido a la simetría de la molécula.
Las moléculas con una distribución simétrica de la carga, como el dióxido de carbono (CO2) y el tetracloruro de carbono (CCl4), tienen un momento dipolar nulo, ya que los dipolos de los enlaces individuales se cancelan entre sí [131]. Por otro lado, las moléculas con una distribución asimétrica de la carga, como el agua (H2O) y el clorometano (CH3Cl), tienen un momento dipolar distinto de cero [132].
El momento dipolar de una molécula se puede medir experimentalmente mediante técnicas como la espectroscopia de microondas y la espectroscopia dieléctrica [133]. El conocimiento del momento dipolar es importante para predecir las propiedades físicas y químicas de las moléculas, como su solubilidad, punto de ebullición y reactividad [134].
En resumen, la geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos en una molécula y está determinada por factores como el número de átomos, el tipo de enlaces y la repulsión entre los pares de electrones. La teoría VSEPR predice la geometría molecular basándose en la minimización de la repulsión entre los pares de electrones. El momento dipolar es una medida de la separación de cargas eléctricas en una molécula y surge de la diferencia de electronegatividad entre los átomos y la geometría molecular. El conocimiento de la geometría molecular y el momento dipolar es fundamental para comprender las propiedades y el comportamiento de las moléculas.
Fuerzas intermoleculares: ion-ion, ion-dipolo, dipolo-dipolo, fuerzas de van der Waals, puente de hidrógeno
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas atractivas entre moléculas, y son responsables de las propiedades físicas de las sustancias, como los puntos de fusión y ebullición, la viscosidad y la tensión superficial [135]. Estas fuerzas son generalmente más débiles que los enlaces intramoleculares (iónicos, covalentes o metálicos), pero desempeñan un papel crucial en la determinación del comportamiento de las sustancias, especialmente en fase condensada [136].
Hay varios tipos de fuerzas intermoleculares [137]:
Fuerzas ion-ion: Son las fuerzas electrostáticas entre iones de carga opuesta. Estas fuerzas son las más fuertes de todas las fuerzas intermoleculares y son responsables de la alta estabilidad y los altos puntos de fusión y ebullición de los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio (NaCl) [138].
Fuerzas ion-dipolo: Son las fuerzas atractivas entre un ion y una molécula polar. Estas fuerzas son más débiles que las fuerzas ion-ion pero más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo. Un ejemplo de este tipo de interacción es la solvatación de iones en agua, donde los iones interactúan con los dipolos de las moléculas de agua [139].
Fuerzas dipolo-dipolo: Son las fuerzas atractivas entre moléculas polares. Estas fuerzas surgen de la atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula polar y el extremo negativo de otra molécula polar. Las fuerzas dipolo-dipolo son más débiles que las fuerzas ion-dipolo pero más fuertes que las fuerzas de van der Waals. Un ejemplo de este tipo de interacción es la atracción entre moléculas de acetona (CH3COCH3) [140].
Fuerzas de van der Waals (fuerzas de dispersión de London): Son las fuerzas atractivas entre moléculas no polares. Estas fuerzas surgen de las fluctuaciones temporales en la distribución de la densidad electrónica de las moléculas, que inducen dipolos instantáneos en las moléculas vecinas. Las fuerzas de van der Waals son las más débiles de todas las fuerzas intermoleculares, pero son omnipresentes y desempeñan un papel importante en la determinación de las propiedades de las sustancias, especialmente en fase gaseosa y en líquidos no polares [141].
Puente de hidrógeno: Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo que ocurre entre un átomo de hidrógeno unido a un átomo electronegativo (como N, O o F) y otro átomo electronegativo. Los puentes de hidrógeno son mucho más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo típicas y son responsables de las propiedades únicas del agua, como su alto punto de ebullición y su capacidad para disolver una amplia variedad de sustancias [142].
La fuerza de las interacciones intermoleculares aumenta en el siguiente orden: fuerzas de van der Waals < dipolo-dipolo < ion-dipolo < ion-ion < puente de hidrógeno [143].
El conocimiento de las fuerzas intermoleculares es esencial para comprender una amplia gama de fenómenos químicos y biológicos, como la solubilidad, la tensión superficial, la viscosidad, la estructura de las proteínas y la estabilidad de la doble hélice del ADN [144].
En resumen, las fuerzas intermoleculares son las fuerzas atractivas entre moléculas y son responsables de las propiedades físicas de las sustancias. Hay varios tipos de fuerzas intermoleculares, como las fuerzas ion-ion, ion-dipolo, dipolo-dipolo, fuerzas de van der Waals y puentes de hidrógeno. Estas fuerzas varían en intensidad y desempeñan un papel crucial en la determinación del comportamiento de las sustancias en fase condensada. El conocimiento de las fuerzas intermoleculares es fundamental para comprender una amplia gama de fenómenos químicos y biológicos.
Nomenclatura de compuestos inorgánicos: IUPAC y STOCK
La nomenclatura química es un sistema para nombrar compuestos de manera inequívoca y sistemática [145]. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, por sus siglas en inglés) ha establecido un conjunto de reglas para nombrar compuestos inorgánicos de manera consistente y estandarizada [146]. Además de la nomenclatura IUPAC, existe otro sistema ampliamente utilizado conocido como nomenclatura Stock [147].
a. Nomenclatura IUPAC
La nomenclatura IUPAC para compuestos inorgánicos se basa en las siguientes reglas generales [148]:
1. Los compuestos binarios (compuestos de dos elementos) se nombran indicando los nombres de los elementos en el orden en que aparecen en la fórmula, seguidos de la terminación "-uro" para el segundo elemento. Por ejemplo, NaCl se nombra "cloruro de sodio" [149].
2. Si un elemento puede formar más de un compuesto con otro elemento, se utilizan prefijos numéricos (mono-, di-, tri-, tetra-, etc.) para indicar la proporción de cada elemento. Por ejemplo, CO se nombra "monóxido de carbono", mientras que CO2 se nombra "dióxido de carbono" [150].
3. Los compuestos ternarios (compuestos de tres elementos) y los compuestos más complejos se nombran siguiendo reglas específicas para cada tipo de compuesto. Por ejemplo, los ácidos se nombran indicando el nombre del anión seguido de la palabra "ácido". Así, HCl se nombra "ácido clorhídrico" [151].
b. Nomenclatura Stock
La nomenclatura Stock, también conocida como nomenclatura de número de oxidación, se utiliza para nombrar compuestos en los que un elemento puede tener más de un número de oxidación [152]. En este sistema, el número de oxidación del elemento se indica con números romanos entre paréntesis después del nombre del elemento [153].
Por ejemplo, en la nomenclatura Stock, FeO se nombra "óxido de hierro (II)", mientras que Fe2O3 se nombra "óxido de hierro (III)" [154]. Esta nomenclatura es especialmente útil para distinguir entre compuestos con el mismo elemento en diferentes estados de oxidación [155].
Ambos sistemas de nomenclatura, IUPAC y Stock, son ampliamente utilizados y aceptados en la comunidad científica [156]. Sin embargo, la IUPAC recomienda el uso preferente de la nomenclatura IUPAC para evitar ambigüedades y garantizar la consistencia en la comunicación científica [157].
En resumen, la nomenclatura química es un sistema para nombrar compuestos de manera inequívoca y sistemática. Los dos sistemas principales para nombrar compuestos inorgánicos son la nomenclatura IUPAC y la nomenclatura Stock. La nomenclatura IUPAC se basa en un conjunto de reglas para nombrar compuestos binarios, ternarios y más complejos, utilizando prefijos numéricos para indicar la proporción de cada elemento. La nomenclatura Stock utiliza números romanos entre paréntesis para indicar el número de oxidación de los elementos. Ambos sistemas son ampliamente aceptados, pero la IUPAC recomienda el uso preferente de la nomenclatura IUPAC para garantizar la consistencia en la comunicación científica.
Referencias
[1] Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ed.). Cornell University Press. https://doi.org/10.1021/ed037pA268.1
[2] Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed300153n
[3] Miessler, G. L., Fischer, P. J., & Tarr, D. A. (2014). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed500765r
[4] Chattaraj, P. K. (Ed.). (2009). Chemical Reactivity Theory: A Density Functional View. CRC Press. https://doi.org/10.1201/9781420065442
[5] Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10th ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed082p1441.1
[6] Clayden, J., Greeves, N., & Warren, S. (2012). Organic Chemistry (2nd ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed200543j
[7] Shriver, D. F., Weller, M. T., Overton, T. L., Rourke, J. P., & Armstrong, F. A. (2014). Inorganic Chemistry (6th ed.). W. H. Freeman. https://doi.org/10.1021/ed092p812.2
[8] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[9] Greenwood, N. N., & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. https://doi.org/10.1021/ed077p1
[10] Kittel, C. (2004). Introduction to Solid State Physics (8th ed.). John Wiley & Sons. https://doi.org/10.1119/1.1934457
[11] Ashcroft, N. W., & Mermin, N. D. (1976). Solid State Physics. Holt, Rinehart and Winston. https://doi.org/10.1119/1.10023
[12] Kettle, S. F. A. (1998). Physical Inorganic Chemistry: A Coordination Chemistry Approach. Springer. https://doi.org/10.1007/978-3-642-80279-6
[13] Smith, W. F., Hashemi, J., & Presuel-Moreno, F. (2006). Foundations of Materials Science and Engineering (4th ed.). McGraw-Hill. https://doi.org/10.1115/1.802646
[14] Rayner-Canham, G., & Overton, T. (2010). Descriptive Inorganic Chemistry (5th ed.). W. H. Freeman. https://doi.org/10.1021/ed081p1554
[15] West, A. R. (2014). Solid State Chemistry and its Applications (2nd ed.). John Wiley & Sons. https://doi.org/10.1002/9781118892671
[16] Callister, W. D., & Rethwisch, D. G. (2018). Materials Science and Engineering: An Introduction (10th ed.). Wiley. https://doi.org/10.1002/9781119405498
[17] Silberberg, M. S., & Amateis, P. G. (2018). Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (8th ed.). McGraw-Hill Education. https://doi.org/10.1021/acs.jchemed.8b00532
[18] Schaak, R. E., & Mallouk, T. E. (2002). Perovskites by Design: A Toolbox of Solid-State Reactions. Chemistry of Materials, 14(4), 1455-1471. https://doi.org/10.1021/cm010689m
[19] Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M. (2017). Chemistry: The Central Science (14th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed100472t
[20] Zumdahl, S. S., & DeCoste, D. J. (2018). Introductory Chemistry: A Foundation (9th ed.). Cengage Learning. https://doi.org/10.1021/ed500707w
[21] Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed100472q
[22] Tro, N. J. (2020). Chemistry: A Molecular Approach (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/acs.jchemed.0c00381
[23] Pauling, L. (1932). The Nature of the Chemical Bond. IV. The Energy of Single Bonds and the Relative Electronegativity of Atoms. Journal of the American Chemical Society, 54(9), 3570-3582. https://doi.org/10.1021/ja01348a011
[24] Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ed.). Cornell University Press. https://doi.org/10.1021/ed037pA268.1
[25] Mulliken, R. S. (1935). Electronic Structures of Molecules XI. Electroaffinity, Molecular Orbitals and Dipole Moments. The Journal of Chemical Physics, 3(9), 573-585. https://doi.org/10.1063/1.1749731
[27] Clayden, J., Greeves, N., & Warren, S. (2012). Organic Chemistry (2nd ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed200543j
[28] Shriver, D. F., Weller, M. T., Overton, T. L., Rourke, J. P., & Armstrong, F. A. (2014). Inorganic Chemistry (6th ed.). W. H. Freeman. https://doi.org/10.1021/ed092p812.2
[29] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[30] Lewis, G. N. (1916). The Atom and the Molecule. Journal of the American Chemical Society, 38(4), 762-785. https://doi.org/10.1021/ja02261a002
[31] Jensen, W. B. (1984). The Lewis Electron-Pair Repulsion Model. Journal of Chemical Education, 61(7), 581. https://doi.org/10.1021/ed061p581
[32] Gillespie, R. J., & Popelier, P. L. A. (2001). Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities. Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed079p187
[33] Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed100472q
[34] Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M. (2017). Chemistry: The Central Science (14th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed100472t
[35] Pauling, L. (1932). The Nature of the Chemical Bond. IV. The Energy of Single Bonds and the Relative Electronegativity of Atoms. Journal of the American Chemical Society, 54(9), 3570-3582. https://doi.org/10.1021/ja01348a011
[36] Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ed.). Cornell University Press. https://doi.org/10.1021/ed037pA268.1
[37] Mulliken, R. S. (1935). Electronic Structures of Molecules XI. Electroaffinity, Molecular Orbitals and Dipole Moments. The Journal of Chemical Physics, 3(9), 573-585. https://doi.org/10.1063/1.1749731
[38] Sanderson, R. T. (1983). Electronegativity and Bond Energy. Journal of the American Chemical Society, 105(8), 2259-2261. https://doi.org/10.1021/ja00346a026
[39] Allred, A. L. (1961). Electronegativity Values from Thermochemical Data. Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, 17(3-4), 215-221. https://doi.org/10.1016/0022-1902(61)80142-5
[40] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[41] Gillespie, R. J., & Popelier, P. L. A. (2001). Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities. Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed079p187
[42] Miessler, G. L., Fischer, P. J., & Tarr, D. A. (2014). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed500765r
[43] Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed300153n
[44] Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ed.). Cornell University Press. https://doi.org/10.1021/ed037pA268.1
[45] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[46] Kittel, C. (2004). Introduction to Solid State Physics (8th ed.). John Wiley & Sons. https://doi.org/10.1119/1.1934457
[47] Pauling, L. (1929). The Principles Determining the Structure of Complex Ionic Crystals. Journal of the American Chemical Society, 51(4), 1010-1026. https://doi.org/10.1021/ja01379a006
[48] Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed300153n
[49] Born, M. (1919). Eine Thermochemische Anwendung der Gittertheorie. Verhandlungen der Deutschen Physikalischen Gesellschaft, 21, 13-24. https://doi.org/10.1002/bbpc.19190210312
[50] Kapustinskii, A. F. (1956). Lattice Energy of Ionic Crystals. Quarterly Reviews, Chemical Society, 10(3), 283-294. https://doi.org/10.1039/QR9561000283
[51] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[52] Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10th ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed082p1441.1
[53] Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed300153n
[54] Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ed.). Cornell University Press. https://doi.org/10.1021/ed037pA268.1
[55] Miessler, G. L., Fischer, P. J., & Tarr, D. A. (2014). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed500765r
[56] Shriver, D. F., Weller, M. T., Overton, T. L., Rourke, J. P., & Armstrong, F. A. (2014). Inorganic Chemistry (6th ed.). W. H. Freeman. https://doi.org/10.1021/ed092p812.2
[57] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[58] Connelly, N. G., Damhus, T., Hartshorn, R. M., & Hutton, A. T. (2005). Nomenclature of Inorganic Chemistry: IUPAC Recommendations 2005. Royal Society of Chemistry. https://doi.org/10.1515/ci.2005.27.6.25
[59] Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ed.). Cornell University Press. https://doi.org/10.1021/ed037pA268.1
[60] Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10th ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed082p1441.1
[61] Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed300153n
[62] Gillespie, R. J., & Popelier, P. L. A. (2001). Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities. Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed079p187
[63] Miessler, G. L., Fischer, P. J., & Tarr, D. A. (2014). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed500765r
[64] Pauling, L. (1932). The Nature of the Chemical Bond. IV. The Energy of Single Bonds and the Relative Electronegativity of Atoms. Journal of the American Chemical Society, 54(9), 3570-3582. https://doi.org/10.1021/ja01348a011
[65] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[66] Chaplin, M. (2006). Do we Underestimate the Importance of Water in Cell Biology? Nature Reviews Molecular Cell Biology, 7(11), 861-866. https://doi.org/10.1038/nrm2021
[67] Clayden, J., Greeves, N., & Warren, S. (2012). Organic Chemistry (2nd ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed200543j
[68] Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry (3rd ed.). Cornell University Press. https://doi.org/10.1021/ed037pA268.1
[69] Miessler, G. L., Fischer, P. J., & Tarr, D. A. (2014). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed500765r
[70] Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10th ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed082p1441.1
[71] Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed300153n
[72] Shriver, D. F., Weller, M. T., Overton, T. L., Rourke, J. P., & Armstrong, F. A. (2014). Inorganic Chemistry (6th ed.). W. H. Freeman. https://doi.org/10.1021/ed092p812.2
[73] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[74] Gillespie, R. J., & Popelier, P. L. A. (2001). Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities. Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed079p187
[75] Bader, R. F. W. (1990). Atoms in Molecules: A Quantum Theory. Oxford University Press. https://doi.org/10.1002/anie.199112081
[76] Levine, I. N. (2014). Quantum Chemistry (7th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed092p817.2
[77] Moore, W. J. (1962). Physical Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. https://doi.org/10.1021/ed040pA75
[78] Israelachvili, J. N. (2011). Intermolecular and Surface Forces (3rd ed.). Academic Press. https://doi.org/10.1016/C2009-0-21560-1
[79] Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10th ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed082p1441.1
[80] Lewis, G. N. (1916). The Atom and the Molecule. Journal of the American Chemical Society, 38(4), 762-785. https://doi.org/10.1021/ja02261a002
[81] Jensen, W. B. (1984). The Lewis Electron-Pair Repulsion Model. Journal of Chemical Education, 61(7), 581. https://doi.org/10.1021/ed061p581
[82] Gillespie, R. J., & Popelier, P. L. A. (2001). Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities. Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed079p187
[83] Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed300153n
[84] Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed100472q
[85] Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M. (2017). Chemistry: The Central Science (14th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed100472t
[86] Miessler, G. L., Fischer, P. J., & Tarr, D. A. (2014). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed500765r
[87] Clayden, J., Greeves, N., & Warren, S. (2012). Organic Chemistry (2nd ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed200543j
[88] Shriver, D. F., Weller, M. T., Overton, T. L., Rourke, J. P., & Armstrong, F. A. (2014). Inorganic Chemistry (6th ed.). W. H. Freeman. https://doi.org/10.1021/ed092p812.2
[89] Huheey, J. E., Keiter, E. A., Keiter, R. L., & Medhi, O. K. (2006). Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity (4th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed083p1187
[90] Lewis, G. N. (1923). Valence and the Structure of Atoms and Molecules. The Chemical Catalog Company. https://doi.org/10.1021/ja01656a092
[91] Gillespie, R. J. (1991). The VSEPR Model Revisited. Chemical Society Reviews, 20(4), 315-328. https://doi.org/10.1039/CS9912000315