Enlace iónico o Electro Valente
El enlace iónico es un
tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia
de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la iconicidad a
partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele
ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más
sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados
aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra
forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los
electrones de otro menos electronegativo.3 El
enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las
cargas iónicas suelen estar entre -3e a
+3e.
1) Se presenta entre los
elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir
alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. 2) Los compuestos
que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. 3) Se da
por TRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y
el otro 'GANA' 4) Se forman iones (cationes y
aniones)
Enlace covalente coordinado
El enlace covalente
coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace
covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los
átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son
compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente.
Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la
teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente
coordinado existen en matronas y alborozan. El arreglo resultante es diferente
de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña,
resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para
diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor
de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de
enlace se ve en el ion amonio.
Enlace de uno y tres electrones
Los enlaces con uno o
tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de
electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en
el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un
electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2
electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin
embargo, hay excepciones: en el caso delirito, el enlace es realmente más
fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de
dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y
efectos de capas internas.
El ejemplo más simple de
enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimétrico, He2+,
y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales
moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la
mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una
molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos
electrones, es el óxido nitrico, NO. La molécula de oxígeno, O2,
también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace
de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y
su de 2.5
Las moléculas con número
impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es
estable entre átomos con electronegatividades similares.5
Enlaces flexionados
Los [enlaces
flexionados], también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas
tensionadas o impedidas estéricamente cuyos
orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlaces
flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios.
El enlace flexionado es un tipo de enlace covalente cuya disposición geométrica
tiene cierta semejanza con la forma de una banana. Doble enlace entre carbonos
se forma gracias al traslape de dos orbitales híbridos sp3. Como estos
orbitales no se encuentran exactamente uno frente a otro, al hibridarse
adquieren la forma de banana.
