Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I

I 0 flashcards i 3 preguntes més al document.

Text del document

APUNTS QUÍMICA I Grau en Biotecnologia Universitat Rovira i Virgili AprenAI 2026-2027 Apunts de Química I sobre tipus d'enllaç, electronegativitat, estructures de Lewis, càrrega formal, ressonància i geometria molecular pel model RPECV.

APREN.AI Índex 1 Tipus d'enllaç químic i electronegativitat Tipus d'enllaç segons la teoria de Lewis Electronegativitat i variació periòdica Classificació de l'enllaç segons la diferència d'electronegativitat 2 Estructures de Lewis, càrrega formal i ressonància La regla de l'octet i les seves excepcions Passos per dibuixar estructures de Lewis Càrrega formal i criteris d'estabilitat Ressonància 3 Geometria molecular: Model RPECV Fonaments del model de repulsió dels parells electrònics Metodologia per determinar la geometria 4 Formulari Tipus d'enllaç i electronegativitat Estructures de Lewis i càrrega formal Geometria molecular (Model RPECV) Solucions de les preguntes de repàs Aquests apunts poden contenir errors o omissions.

Són un material de suport i no substitueixen el temari oficial ni el professorat: contrasta la informació important. Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 1 1 Tipus d'enllaç químic i electronegativitat EN ACABAR SABRÀS Distingir els quatre tipus bàsics d'enllaç químic segons el model de Lewis. Descriure la variació de l'electronegativitat a la taula periòdica. Classificar el caràcter d'un enllaç a partir de la diferència d'electronegativitat. PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 1 Per què alguns àtoms s'uneixen compartint electrons mentre que altres formen ions?

Tipus d'enllaç segons la teoria de Lewis La química de l'enllaç es basa en el comportament dels electrons més externs dels àtoms, coneguts com a electrons de valència. Segons la interacció que s'estableix entre els nuclis per aconseguir estabilitat, distingim quatre tipus principals d'enllaços: Enllaç iònic: Es produeix una transferència neta d'electrons des d'un àtom cap a un altre. L'àtom que capta electrons esdevé un anió i el que en cedeix es converteix en un catió. Aquests ions de càrrega oposada s'atrauen mitjançant forces electroestàtiques i s'ordenen formant xarxes cristal·lines.

Enllaç covalent: Cap dels dos àtoms té tendència a cedir o captar electrons de manera exclusiva, o bé tots dos presenten la mateixa afinitat. Per tant, els àtoms comparteixen electrons de la capa de valència per assolir una configuració estable seguint la regla de l'octet. Enllaç metàl·lic: Quan cap dels àtoms implicats vol captar electrons, no es formen molècules aïllades. En el seu lloc, es constitueixen estructures sòlides tridimensionals envoltades per un núvol d'electrons deslocalitzats. Enllaç o compostos de coordinació: Consisteix en una compartició o transferència d'electrons on no s'aplica estrictament la regla clàssica de l'octet.

Això s'esdevé en elements amb orbitals d, els quals poden allotjar 10 electrons a la capa de valència en lloc de vuit. Electronegativitat i variació periòdica DEFINICIÓ L'electronegativitat és la capacitat que té un àtom d'atreure cap a si mateix els electrons quan forma un enllaç amb altres àtoms. Com més energia d'ionització té un element, més electronegatiu és, i viceversa. A la taula periòdica, l'electronegativitat presenta una tendència ben definida: augmenta d'esquerra a dreta al llarg d'un període i disminueix en baixar dins d'un grup. Els no-metalls situats a la part superior dreta són els elements amb major capacitat per retenir i atreure càrrega electrònica.

Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 2 Esquema d'electronegativitats de N, O, F, P, S i Cl. L'ordre relatiu d'electronegativitat dels elements més comuns és: . Esquema de l'escala periòdica d'electronegativitats relatives. Classificació de l'enllaç segons la diferència d'electronegativitat La naturalesa exacta d'una unió química depèn de la diferència d'electronegativitat ( ) entre els dos àtoms enllaçats: Rang de Tipus d'enllaç predominant Comportament electrònic Covalent pur (apolar) Compartició pràcticament equitativa dels electrons. Covalent polar Desplaçament parcial del parell d'electrons cap a l'àtom més electronegatiu.

Iònic-covalent Caràcter mixt amb polarització molt accentuada. Iònic pur Un àtom arrenca completament l'electró de l'altre. Fl or > u ˊ Oxigen > Nitrogen > Clor Δχ Δχ Δχ < 0,5 0,5 < Δχ < 1,2 1,2 < Δχ < 2 2 < Δχ Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 3 Gràfica de distribució dels tipus d'enllaç segons les electronegativitats. ERROR FREQÜENT No classifiquis un enllaç únicament com a iònic o covalent fixant-te en si són metall o no-metall. El criteri fonamental és la diferència d'electronegativitat : si l'enllaç és covalent pur, i només quan es considera iònic pur. COMPROVA-HO 2 Què passa amb l'enllaç si dos àtoms tenen una diferència d'electronegativitat menor a 0,5?

IDEES CLAU Els electrons de la capa de valència són els responsables principals de les unions químiques. L'electronegativitat mesura la força amb què un àtom atreu electrons compartits en un enllaç. A la taula periòdica, l'electronegativitat creix cap a la dreta i cap amunt, sent el flúor el màxim exponent. Una diferència genera un enllaç iònic, mentre que correspon a un enllaç covalent pur. Δχ Δχ < 0,5 Δχ > 2 Δ > \chi 2 Δ < \chi 0,5 Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 4 COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 3. Com es relaciona l'energia d'ionització d'un àtom amb la seva electronegativitat? 4.

Per què els elements de transició en compostos de coordinació no compleixen estrictament la regla de l'octet? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 5. Quin és l'ordre correcte d'electronegativitat decreixent entre aquests elements? 6. Un compost amb una diferència d'electronegativitat de 1,5 es classifica com a: 7. Quin tipus d'enllaç forma un sòlid tridimensional envoltat d'electrons deslocalitzats? 8. Com varia l'electronegativitat a la taula periòdica? 2 Estructures de Lewis, càrrega formal i ressonància EN ACABAR SABRÀS Calcular el nombre total d'electrons de valència per a molècules i ions.

Calcular la càrrega formal per seleccionar l'estructura de Lewis més plausible. Reconèixer les excepcions a la regla de l'octet i el concepte d'híbrid de ressonància. PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 9 Per què moltes molècules no tenen una única estructura fixa sobre el paper?

F > Cl > O > N a) Cl > F > O > N b) F > O > N > Cl c) O > F > N > Cl d) Covalent pur a) Covalent polar b) Iònic-covalent c) Iònic pur d) Enllaç covalent a) Enllaç coordinat b) Enllaç metàl·lic c) Enllaç iònic d) Augmenta en baixar i cap a l'esquerra a) Disminueix cap a la dreta i en pujar b) Es manté constant al llarg d'un període c) Augmenta cap a la dreta i en pujar d) Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 5 La regla de l'octet i les seves excepcions La teoria de Lewis postula que els àtoms tendeixen a guanyar, perdre o compartir electrons fins a envoltar-se de vuit electrons a la seva capa de valència, assolint la configuració electrònica estable pròpia dels gasos nobles (llevat de l'heli, que és estable amb dos electrons).

Aquest objectiu s'assoleix mitjançant enllaços simples o enllaços múltiples (dobles o triples). Diagrama de formació d'enllaços simples i múltiples segons l'octet. Tanmateix, existeixen diverses excepcions a la regla de l'octet: Octet incomplet: Molècules on l'àtom central té menys de 8 electrons, habitual en elements com Be, B o Al. Capa de valència expandida: Elements a partir del tercer període ( ), com el fòsfor, que poden envoltar-se de més de 8 electrons gràcies a la participació dels orbitals d disponibles. Espècies derivades de metalls de transició: Ions i compostos com , o . Molècules amb nombre senar d'electrons: Contenen electrons desaparellats i presenten caràcter paramagnètic.

Passos per dibuixar estructures de Lewis Esquema pas a pas de l'estructura de Lewis del PCl3. s p 2 6 n = 3 MnO 4 Cr O 2 7 2 OsO 4 Identificar l'àtom central i disposar els àtoms perifèrics al seu voltant. L'àtom central sol ser el menys electronegatiu. 1 Comptabilitzar els electrons de valència totals de tots els àtoms. Si es tracta d'un ió, cal sumar electrons per a càrregues negatives o restar-ne per a càrregues positives. 2 Traçar l'esquelet molecular unint l'àtom central amb els perifèrics mitjançant enllaços senzills. 3 Completar l'octet dels àtoms perifèrics afegint parells d'electrons solitaris. 4 Distribuir els electrons restants sobre l'àtom central com a parells solitaris.

5 Formar enllaços múltiples: Si a l'àtom central li manquen electrons per assolir l'octet, es desplacen parells solitaris dels àtoms terminals per constituir dobles o triples enllaços. 6 Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 6 Estructura de Lewis completa de la molècula d'àcid nítric. Càrrega formal i criteris d'estabilitat La càrrega formal d'un àtom és una eina clau per determinar quina d'entre diverses estructures de Lewis possibles és la més favorable i estable. Es calcula amb la fórmula: La suma de les càrregues formals ha de ser igual a 0 per a molècules neutres i igual a la càrrega neta en els ions.

PER RECORDAR-HO Per triar l'estructura més estable, aplica les regles en aquest ordre jeràrquic: primer, càrregues formals el més properes a 0 possible; segon, el màxim nombre d'àtoms amb l'octet complet; tercer, càrregues formals negatives situades sobre els àtoms més electronegatius. Diagrama comparatiu de càrregues formals en formes del CO2. Diagrama d'estructures de Lewis descartades i acceptades per al cianur.

C rrega formal = a ˋ (e de val ncia) e ˋ (e no compartits) (e d'enlla ) 2 1 ç Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 7 Ressonància DEFINICIÓ La ressonància s'esdevé quan per a un mateix compost es poden dibuixar dues o més estructures de Lewis vàlides i d'estabilitat equivalent. La molècula real no és cap de les formes individuals, sinó un híbrid intermedi. Experimentalment s'observa que un doble enllaç té una distància d'enllaç més curta que un enllaç simple: En molècules ressonants com l'ozó ( ) o el benzè ( ), totes les distàncies entre àtoms equivalents són exactament iguals, fet que evidencia la deslocalització electrònica.

Diagrama de les estructures de ressonància de l'ozó. Diagrama de formes ressonants i híbrid del benzè. Diagrama de formes de ressonància en un grup amida. ERROR FREQÜENT No situïs les càrregues formals negatives sobre àtoms poc electronegatius si tens una alternativa. En estructures com el cianur o el monòxid de carboni, l'estructura correcta sempre prioritza minimitzar les càrregues i col·locar la densitat negativa sobre l'element més electronegatiu. COMPROVA-HO 10 Per què a la molècula d'ozó les dues longituds d'enllaç O-O són completament idèntiques?

dist ncia(doble enlla ) < a ˋ ç dist ncia(simple enlla ) a ˋ ç O 3 C H 6 6 Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 8 PROCÉS Procediment per dibuixar estructures de Lewis IDEES CLAU La regla de l'octet cerca l'estabilitat , però admet excepcions com octets incomplets, expandits o molècules senars. El càlcul de la càrrega formal permet triar l'estructura de Lewis més favorable minimitzant valors no nuls. Les càrregues formals negatives han de recaure preferentment sobre els àtoms amb major electronegativitat. La ressonància explica per què compostos com el benzè o l'ozó presenten distàncies d'enllaç iguals i intermèdies. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 11.

Com influeix el tipus d'enllaç en la distància interatòmica? 12. Com es calcula la càrrega formal d'un àtom en una estructura de Lewis? Àtom central Escollir l'àtom central i disposar els terminals 1 Recompte d'e Sumar electrons de valència i ajustar càrrega 2 Esquelet senzill Unir els àtoms mitjançant enllaços simples 3 Octets terminals Saturar amb parells solitaris els àtoms perifèrics 4 Electrons centrals Ubicar electrons sobrants a l'àtom central 5 Enllaços múltiples Crear dobles o triples si manca octet central 6 s p 2 6 Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 9 Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 13.

Quin element pot presentar una capa de valència expandida amb més de 8 electrons? 14. Quin criteri jeràrquic és prioritari per seleccionar l'estructura de Lewis més estable? 15. Què caracteritza la molècula de benzè segons el fenomen de ressonància? 16. Quin és el nombre total d'electrons de valència per a la molècula d'àcid nítric (HNO )? 3 Geometria molecular: Model RPECV EN ACABAR SABRÀS Comptar correctament els dominis electrònics enllaçants i no enllaçants. Distingir entre la geometria electrònica i la geometria molecular. Predir la forma molecular de sistemes com l'amoníac aplicant el model RPECV.

PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 17 Com pot un parell d'electrons invisible a l'enllaç canviar la forma d'una molècula? Fonaments del model de repulsió dels parells electrònics El model de Repulsió dels Parells d'Electrons de la Capa de València (RPECV) permet predir la disposició tridimensional d'una molècula a partir de la seva estructura de Lewis. La premissa fonamental és que les regions d'alta densitat electrònica al voltant de l'àtom central, anomenades dominis electrònics, es repel·leixen electroestàticament i adopten una orientació en l'espai que en redueix la repulsió al mínim.

Els dominis electrònics d'un àtom central poden ser de tres tipus: Beli a) Bor b) Beril·li c) Fòsfor d) Càrregues formals més properes a zero a) Nombre màxim de parells solitaris b) Càrregues positives en no-metalls c) Presència exclusiva d'enllaços dobles d) Alterna enllaços simples llargs i dobles curts a) És altament inestable i reactiva b) Té distàncies d'enllaç C-C idèntiques c) No compleix la conservació de càrrega d) 24 electrons a) 26 electrons b) 22 electrons c) 18 electrons d) Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 10 Dominis enllaçants: Parells d'electrons que connecten dos elements.

Als efectes de recompte del model RPECV, un enllaç simple, doble o triple compta com un sol domini. Dominis no enllaçants: Parells electrònics solitaris situats exclusivament sobre l'àtom central. Electrons desaparellats: Radicals o electrons lliures que no formen parell. Els dominis no enllaçants estan menys confinats pel nucli i es troben més dispersos en l'espai, per la qual cosa generen una repulsió més intensa que els dominis enllaçants.

PROCÉS Deducció de la geometria pel model RPECV 1 Lewis inicial Dibuixar l'estructura de Lewis correcta 2 Comptar dominis Sumar parells enllaçants i solitaris centrals 3 Geometria electrònica Distribuir dominis per minimitzar repulsions 4 Geometria molecular Fixar les posicions dels àtoms perifèrics Metodologia per determinar la geometria Diagrama de la geometria electrònica i molecular de l'amoníac. Un cas paradigmàtic és l'amoníac ( ): l'àtom de nitrogen central té 4 dominis electrònics totals (3 parells enllaçants i 1 parell solitari). La seva geometria electrònica és tetraèdrica, però la seva geometria molecular resultant és piramidal trigonal.

Dibuixar l'estructura de Lewis correcta de la molècula o ió. 1 Comptabilitzar els dominis electrònics totals que envolten l'àtom central: Un parell d'electrons no enllaçant = 1 domini. Un enllaç simple = 1 domini. Un enllaç múltiple (doble o triple) = 1 domini. 2 Determinar la geometria electrònica d'acord amb el nombre total de dominis per assolir la màxima separació angular. 3 Deduir la geometria molecular observant únicament la posició dels àtoms perifèrics, distingint clarament la influència dels dominis enllaçants respecte dels no enllaçants.

4 NH 3 Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 11 ERROR FREQÜENT No comptis els enllaços dobles o triples com a 2 o 3 dominis en aplicar el model RPECV. Qualsevol enllaç covalent entre dos àtoms, tingui l'ordre que tingui, compta estrictament com a un únic domini electrònic. COMPROVA-HO 18 En què es diferencien la geometria electrònica i la geometria molecular de l'amoníac (NH )? IDEES CLAU El model RPECV prediu l'estructura tridimensional minimitzant les repulsions entre dominis electrònics. Un enllaç simple, doble o triple compta com un sol domini electrònic. Els parells d'electrons no enllaçants estan més dispersos i produeixen repulsions més fortes que els enllaçants.

La geometria electrònica té en compte tots els dominis, mentre que la geometria molecular només considera els àtoms enllaçats. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 19. Com compta un enllaç triple a l'hora de determinar els dominis al model RPECV? 20. Per què els parells solitaris generen més repulsió que els parells d'enllaç? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 21. Com compta un doble enllaç segons la metodologia del model RPECV? 22. Quina és la geometria molecular de la molècula d'amoníac (NH )? 23. Quina geometria electrònica correspon a un àtom central amb 4 dominis electrònics totals?

Com dos dominis separats a) Com un únic domini b) Com mig domini c) No es compta com a domini d) Lineal a) Piramidal trigonal b) Tetraèdrica c) Plana trigonal d) Octaèdrica a) Tetraèdrica b) Plana trigonal c) Lineal d) Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 12 24. Quina és la causa de la major repulsió dels parells electrònics no enllaçants? 4 Formulari Tipus d'enllaç i electronegativitat Fórmula o regla Significat dels termes Quan s'aplica : diferència d'electronegativitat entre dos àtoms enllaçats. Classificació com a enllaç covalent pur (apolar). : diferència d'electronegativitat. Classificació com a enllaç covalent polar. : diferència d'electronegativitat.

Classificació com a enllaç de caràcter mixt iònic-covalent. : diferència d'electronegativitat. Classificació com a enllaç iònic pur. Elements d'alta electronegativitat en ordre decreixent. Determinar quin àtom reté o polaritza els electrons. Estructures de Lewis i càrrega formal Fórmula o procediment Significat dels termes Quan s'aplica CF: càrrega formal de l'àtom; : e de valència de l'element lliure; : e solitaris; : e compartits. Avaluar l'estabilitat i viabilitat de diferents estructures de Lewis possibles.

Identificar àtom central Sumar e valència totals Unir amb enllaços simples Completar octets perifèrics Assignar e restants al central Formar enllaços dobles/triples si manca octet central Passos ordenats per dibuixar l'esquelet i la distribució electrònica d'una molècula o ió. Construcció de l'estructura de Lewis d'espècies neutres o poliatòmiques.

L'atracció exercida per dos nuclis a) La seva massa atòmica elevada b) Que no tenen càrrega elèctrica c) La seva major dispersió espacial d) Δχ < 0,5 Δχ 0,5 < Δχ < 1,2 Δχ 1,2 < Δχ < 2 Δχ Δχ > 2 Δχ F > O > N > Cl CF = e val e no comp (e ) 2 1 enlla ç e val e no comp e enlla ç Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 13 Fórmula o procediment Significat dels termes Quan s'aplica 1. CF més properes a 0 2. Màxim d'àtoms amb octet complet 3. CF negativa sobre l'àtom més electronegatiu Criteris jeràrquics per comparar estructures ressonants o alternatives. Selecció de l'estructura de Lewis més favorable i estable. : distància d'enllaç entre nuclis atòmics.

Comparació de longituds d'enllaç en molècules normals i híbrids de ressonància. Geometria molecular (Model RPECV) Procediment o regla Significat dels termes Quan s'aplica Dibuixar Lewis Comptar dominis a l'àtom central (enllaç simple/doble/triple = 1 domini, parell no enllaçant = 1 domini) Determinar geometria electrònica Dibuixar geometria molecular segons àtoms enllaçats Mètode RPECV per minimitzar la repulsió electroestàtica entre dominis electrònics. Predicció de la disposició tridimensional i angles d'enllaç d'una molècula.

Repulsió parell solitari-parell solitari > parell solitari-parell enllaçant > parell enllaçant-parell enllaçant Jerarquia d'intensitat de repulsió electroestàtica dels dominis electrònics. Predicció de la dispersió angular i deformació dels angles ideals. Errors típics: Comptar un enllaç doble o triple com a 2 o 3 dominis en el model RPECV en lloc d'un únic domini electrònic. Oblidar que la suma de càrregues formals ha d'igualar exactament la càrrega neta de la molècula o ió. Classificar un enllaç com a iònic o covalent fixant-se només en el caràcter metàl·lic sense calcular .

d(enlla m ltiple) < ç u ˊ d(enlla simple) ç d Δχ Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 14 Solucions de les preguntes de repàs 1. Depèn de la seva diferència d'electronegativitat: si és molt gran, hi ha transferència d'electrons; si és similar, els comparteixen. 2. Tots dos àtoms estiren els electrons amb una força gairebé idèntica, originant un enllaç covalent pur sense separació apreciable de càrregues. 3. Són directament proporcionals: com més energia d'ionització té un element, més gran és la seva electronegativitat. 4. Perquè disposen d'orbitals d que poden encabir fins a 10 electrons a la capa de valència en lloc dels 8 de l'octet habitual. 5. c) F > O > N > Cl.

El flúor és el més electronegatiu, seguit per l'oxigen, el nitrogen i finalment el clor. 6. c) Iònic-covalent. L'interval comprès entre 1,2 i 2 correspon a un caràcter intermedi iònic-covalent. 7. c) Enllaç metàl·lic. L'enllaç metàl·lic consisteix en xarxes tridimensionals envoltades per un núvol d'electrons lliures. 8. d) Augmenta cap a la dreta i en pujar. L'electronegativitat creix d'esquerra a dreta i disminueix quan baixem en un grup. 9. Perquè els electrons es poden deslocalitzar entre diversos àtoms, creant un híbrid de ressonància més estable. 10. A causa de la ressonància: els enllaços no són ni simples purs ni dobles purs, sinó un híbrid amb la mateixa distància mitjana. 11.

Com més alt és l'ordre d'enllaç, més curta és la distància: un doble enllaç és més curt que un enllaç simple. 12. Restant als seus electrons de valència els electrons no compartits i la meitat dels electrons implicats en els seus enllaços. 13. d) Fòsfor. El fòsfor pertany al període 3 (n=3) i disposa d'orbitals d que permeten expandir l'octet. 14. a) Càrregues formals més properes a zero. La primera norma jeràrquica d'estabilitat és tenir càrregues formals el més properes possible a 0. 15. c) Té distàncies d'enllaç C-C idèntiques. A causa de la ressonància, totes les distàncies entre carbonis al benzè són idèntiques i intermèdies. 16. a) 24 electrons.

1 (de l'H) + 5 (del N) + 3 × 6 (dels 3 O) = 24 electrons de valència totals. 17. El parell no enllaçant genera repulsió electroestàtica sobre els enllaços veïns i els empeny, alterant els angles moleculars. 18. La geometria electrònica descriu els 4 dominis (tetraèdrica), mentre que la molecular només descriu la posició dels àtoms (piramidal trigonal). 19. Compta exactament com un únic domini electrònic, igual que un enllaç simple o doble. 20. Perquè estan atrets per un sol nucli atòmic, de manera que la seva càrrega està més dispersa i ocupa un espai angular superior. 21. b) Com un únic domini. Tots els enllaços que connecten dos àtoms compten com un sol domini enllaçant. 22.

b) Piramidal trigonal. Té 3 parells enllaçants i 1 solitari, donant lloc a una geometria molecular piramidal trigonal. Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 15 23. b) Tetraèdrica. La disposició espacial que allunya al màxim 4 dominis d'electrons és la tetraèdrica. 24. d) La seva major dispersió espacial. Els parells no enllaçants estan més dispersos en l'espai en pertànyer a un sol àtom, causant més repulsió. Apunts d'Enllaç Químic, Lewis i Model RPECV - Química I 16