ENLACES QUIMICOS

1. enlaces covalentes no polares

1.1. Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular (\text {O}_2O ​2 ​​ O, start subscript, 2, end subscript) no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno. Ambos oxígenos son ávidos de electrones (electronegativos), pero desean los electrones en la misma medida.

2. enlaces ionico

2.1. En química y en física, un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica).1

2.2. Cabe resaltar que ningún enlace es totalmente iónico, siempre habrá una contribución en el enlace que se le pueda atribuir a la compartición de los electrones en el mismo enlace (covalencia).3​

3. Enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London

3.1. Los enlaces iónicos y covalentes son generalmente considerados como enlaces fuertes. Sin embargo, existen otro tipo de enlaces de naturaleza más temporal que pueden formarse entre átomos o moléculas y estos enlaces más débiles son muy importantes para la estructura de las moléculas biológicas como el ADN y las proteínas. Dos tipos de enlaces débiles vistos a menudo en biología son los puentes de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London.

3.2. Como los puentes de hidrógeno, las fuerzas de dispersión de London son atracciones débiles entre moléculas. Sin embargo, a diferencia de los puentes de hidrógeno, estas pueden ocurrir entre átomos o moléculas de cualquier tipo, no solo moléculas con enlaces polares. Debido a que los electrones están un movimiento constante, probabilístico, habrá algunos momentos en los que los electrones de un átomo o molécula se agrupen, creando una carga negativa parcial momentánea en una parte de la molécula (y una carga positiva parcial en otra región). Esto es denominado algunas veces como un dipolo instantáneo. Si una molécula con este tipo de desequilibrio de carga se encuentra muy cerca de otra molécula, puede inducir una redistribución similar en las cargas de la segunda molécula y las cargas transitorias positivas y negativas de las dos moléculas se atraerán entre sí. Las fuerzas de dispersión de London ocurren entre todos los tipos de moléculas y pueden ser el tipo dominante de interacción cuando las moléculas no tienen enlaces polares. Las interacciones dipolo-dipolo y las fuerzas de dispersión de London son tipos de fuerzas de van der Waals, un término general para las interacciones intermoleculares que no involucran enlaces covalentes o iones.

4. enlace metatalico

4.1. Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí.

4.2. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo.

5. enlaces apolar

5.1. Se produce entre átomos de un mismo elemento, que al tener igual electronegatividad, atraen con igual fuerza a los electrones del enlace

5.2. La densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos.

6. enlace covalente polar

6.1. Un enlace covalente polar es un enlace covalente entre dos átomos donde los electrones que forman el enlace están desigualmente distribuidos.

6.2. Esto provoca que la molécula tenga un ligero momento dipolar eléctrico en el que un extremo es ligeramente positivo y el otro ligeramente negativo.

7. enlace covalentes coordinado

7.1. Es un enlace covalente en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de ellos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. Típicamente un enlace de coordinación se forma cuando una base de Lewis dona un par de electrones a un ácido de Lewis.

8. enlaces covalentes

8.1. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo elemento no metal y entre distintos elementos no metales.

8.2. Como un ejemplo de enlace covalente, echemos un vistazo al agua. Una sola molécula de agua, \text H_2\text OH ​2 ​​ OH, start subscript, 2, end subscript, O, está compuesta de dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Cada hidrógeno comparte uno de sus electrones con el oxígeno y este comparte recíprocamente uno de sus electrones con cada hidrógeno. Los electrones compartidos dividen su tiempo entre la capas de valencia de los átomos de hidrógeno y oxígeno, proporcionándole a cada átomo algo parecido a una capa de valencia completa (dos electrones para el H, ocho para el O). Esto hace que la molécula de agua sea mucho más estable de lo que sus componentes podrían ser por sí solos.