Es el ipo de enlace predominante en las moléculas orgánicas y puede ser de tres ipos: simple (A-A), doble (A=A) y triple (A A),≡ dependiendo de la canidad de electrones comparidos. En la fórmula química, los enlaces químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Escribiríamos la configuración electrónica hipotética de He2 como \((σ_{1s})^2(σ^∗_{1s})^2\) como en la Figura \(\PageIndex{9}\). Para la combinación desfasada, se crean dos planos nodales, uno a lo largo del eje internuclear y otro perpendicular entre los núcleos. comportamiento y su utilidad en los diferentes procesos de la vida diaria. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Los orbitales moleculares formados a partir de orbitales p orientados lado a lado tienen densidad de electrones en lados opuestos del eje internuclear y se llaman los orbitales π. Podemos describir la estructura electrónica de las moléculas diatómicas aplicando la teoría de la órbita molecular a los electrones de valencia de los átomos. 03 jul 2018 - 08:07 EDT. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente solo dos, núcleos. Con base en la estructura del enlace metálico es posible identificar las propiedades más características de los metales, tales como su conductividad eléctrica y calorífica (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad) , la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos... etc. [12] Por el descubrimiento del buckybalón los tres científicos fueron premiados con el premio Nobel de química 1996. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los átomos de boro. Por ejemplo, en el fluoruro de litio (LiF), uno de los átomos (el litio) dona su electrón de valencia, mientras que el flúor lo recibe. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Na = Es la fuerza existente entre los átomos una vez que se ha formado un sistema estable.[3]. En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples líneas (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). Los electrones llenan el orbital de enlace de menor energía antes que el orbital de antienlace de mayor energía, así como llenan los orbitales atómicos de menor energía antes de llenar los orbitales atómicos de mayor energía. p Una molécula de dihidrógeno contiene dos electrones en enlace y no contiene electrones de antienlace, por lo que tenemos, \[\ce{bond\: order\: in\: H2}=\dfrac{(2−0)}{2}=1\]. La teoría de la órbita molecular (teoría MO) nos da una explicación del enlace químico que explica el paramagnetismo de la molécula del oxígeno. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. answer - Necesito un argumento de esto : "En el modelo atómico de Bohr se tiene en cuenta explícitamente el comportamiento dual de los electrones". [6]. En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+. Estas moléculas se llaman las moléculas diatómicas homonucleares. Esta nube electrónica hace de «colchón» entre las cargas positivas impidiendo que se repelan, a la vez que mantienen unidos los átomos del metal. Un descubrimiento fascinante, realizado en 1991 por científicos japoneses, fue la identificación de estructuras relacionadas con el buckybalón. Calcular órdenes de enlace basadas en configuraciones de electrones moleculares, Escribir configuraciones de electrones moleculares para moléculas diatómicas de primera y segunda fila. En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. Usando la mecánica cuántica, el comportamiento de un electrón en una molécula todavía se describe mediante una función de onda, Ψ, análoga al comportamiento en un átomo. Por lo tanto, tenemos dos electrones de valencia disponibles para el enlace orbital molecular σ2s. La fuerza de atracción entre los núcleos y estos electrones separa los dos núcleos. La mezcla s-p ocurre cuando los orbitales s y p tienen energías similares. En el límite (irrealístico) del enlace iónico puro, los electrones están perfectamente localizados en uno de los dos átomos en el enlace. La mayoría de los átomos se unen compartiendo electrones mediante uno, dos o hasta tres pares. Además, proporciona un modelo para describir las energías de los electrones en una molécula y la ubicación probable de estos electrones. Como se muestra en la Tabla \(\PageIndex{1}\), las moléculas Be2 y Ne2 tendrían un orden de enlace de 0, y estas moléculas no existen. Buenos conductores del calor y la electricidad. enlace de tres centros y cuatro electrones, enlaces de cuatro centros y dos electrones, Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History, «The Ground State of the Hydrogen Molecule», «La indagación y la enseñanza de las ciencias», «▷ DIFERENCIA entre ENLACE SIMPLE, DOBLE Y TRIPLE【2019】», https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Enlace_(química)&oldid=148368836. The LibreTexts libraries are Powered by NICE CXone Expert and are supported by the Department of Education Open Textbook Pilot Project, the UC Davis Office of the Provost, the UC Davis Library, the California State University Affordable Learning Solutions Program, and Merlot. La representación de Lewis se caracteriza por ilustrar los símbolos de los elementos y los electrones de valencia que hay alrededor de ellos como puntos o taches. La predicción correcta de las propiedades magnéticas de las moléculas es una ventaja de la teoría de los orbitales moleculares sobre las estructuras de Lewis y la teoría del enlace de valencia. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. En 1935, H. H. James y A. S. Coolidge llevaron a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones solo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones. Comportamiento de las cargas eléctricas en materiales conductores y no conductore s Un trozo de materia esta compuesto por muchos átomos dispuestos de una manera peculiar de acuerdo con el material. En un metal tenemos muchísimos átomos unidos entre sí. El tamaño de la brecha de banda, o la diferencia de energía entre la parte superior de la banda de valencia y la parte inferior de la banda de conducción, determina que fácil es mover electrones entre las bandas. Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Los MO para los orbitales de valencia del segundo período se muestran en la Figura \(\PageIndex{10}\). Los complejos metálicos y compuestos deficientes en electrones (como el diborano) también resultaron ser mejor descritos por la teoría de orbitales moleculares, aunque también se han hecho descripciones usando la teoría del enlace de valencia. Dé la configuración orbital molecular para los electrones de valencia en \(\ce{C2^2-}\). Marcel Filoche. Las células solares producen electricidad cuando la luz da la energía para mover electrones fuera de la banda de valencia. Contestar. Sin embargo, este no es siempre el caso. También las otras moléculas con un orden de enlace mayor que cero se muestran en la Tabla \(\PageIndex{1}\). Esta situación surge para todas las moléculas diatómicas homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para el que la energía mínima de la curva con la teoría de orbitales moleculares es aún mayor en energía que la energía de los dos átomos de flúor no enlazados. {\displaystyle Cl^{-}1} El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. N Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de solo su propio núcleo. Asimismo, se aprecia 1 Comportamiento de compuestos con diferentes tipos de enlace frente al agua y a medios ácidos. Con la fisión nuclear podemos sustraer protones y neutrones del núcleo. Hay diversas dificultades inherentes a la delimitación de cada uno de los trastornos descritos en la clase diagnóstico de «Esquizofrenia y otros trastornos psicóticos», Por ello, se ha dado más importancia a las dimensiones clínicas como componentes transdiagnósticos, que a los propias categorías diagnósticas en sí mismas, dados sus solapamientos conceptuales y la falta de validez . Para casi todas las moléculas covalentes que existen, ahora podemos dibujar la estructura de Lewis, predecir la geometría de los pares de electrones, predecir la geometría molecular y acercarnos a la predicción de los ángulos de enlace. El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Por sí mismo, el O2 no es magnético, pero se siente atraído por los campos magnéticos. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. La atracción electrostática entre carga positiva (del catión) y negativa (del electrón) mantiene fuertemente unidos a todos los átomos del metal. Esta página se editó por última vez el 4 ene 2023 a las 03:16. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico no están conectados con aproximadamente 2.5. En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la molécula o la red. 1 Representamos esta configuración usando un diagrama de energía orbital molecular (Figura \(\PageIndex{8}\)) en el que una sola flecha hacia arriba indica un electrón en un orbital, y dos flechas (hacia arriba y hacia abajo) indican dos electrones de espín opuesto. s Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. Hay un nodo (plano azul) que contiene el eje internuclear con los dos lóbulos del orbital ubicados arriba y debajo de este nodo. Los orbitales moleculares resultantes se pueden extender sobre todos los átomos en la molécula. El modelo del mar de electrones desarrolla de manera sencilla las propiedades de los metales. El asterisco significa que el orbital es un orbital de antienlace. Entonces, podemos considerar a un metal como un conjunto de cationes metálicos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos electrones, H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más simple de la aproximación de Heitler-London, produce una aproximación más cercana a la energía de enlace, y provee una representación más exacta del comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces químicos. En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es superior a la teoría de orbitales moleculares. En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. La regla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos. Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII. En la teoría del orbital molecular, la combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energías basadas en los orbitales atómicos de los átomos de los que proviene. Por lo tanto, un enlace simple tiene un orden de enlace de 1, un enlace doble tiene un orden de enlace de 2 y un enlace triple tiene un orden de enlace de 3. De hecho, la molécula está presente en una concentración apreciable en el vapor de litio a temperaturas cercanas al punto de ebullición del elemento. mensaje periodís. La combinación de los orbitales fuera de fase da como resultado un orbital molecular de antienlace con dos nodos. En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. De hecho, los electrones no emparejados de la molécula del oxígeno apoyan la teoría de los orbitales moleculares. El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace en moléculas hipervalentes. En 1985, los químicos de la Universidad de Rice en Texas, Robert F. Curl y Richard E. Smalley, y uno de la Universidad de Sussex, Harold Kroto utilizaron un láser de alta potencia para vaporizar grafito en un esfuerzo por crear moléculas poco comunes, que se creía existían en el espacio interestelar. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Calcular órdenes de enlace basadas en configuraciones de electrones moleculares. Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. Ejemplo \(\PageIndex{2}\): LOS DIAGRAMAS ORBITALES MOLECULARES, EL ORDEN DE ENLACES Y EL NÚMERO DE ELECTRONES SIN PAR. El cambio neto de energía sería cero, por lo que no hay fuerza impulsora para que los átomos de helio formen la molécula diatómica. Del mismo modo, en la teoría de los orbitales moleculares, los orbitales σ suelen ser más estables que los orbitales π. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo. La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola técnica para indicar los orbitales y enlaces. Podemos determinar el orden de los enlace con la siguiente ecuación: El orden de un enlace covalente es una guía para su fuerza; un enlace entre dos átomos dados se vuelve más fuerte a medida que aumenta el orden del enlace. Hay un enlace doble O = O, y cada átomo de oxígeno tiene ocho electrones a su alrededor. Sin embargo, para los átomos con tres o menos electrones en los orbitales p (Li a N) observamos un patrón diferente, en el que el orbital σp es más alto en energía que el conjunto πp. Cuando los orbitales p se superponen de extremo a extremo, crean orbitales σ y σ* (Figura \(\PageIndex {4}\)). En los orbitales moleculares de las moléculas diatómicas, cada átomo también tiene dos grupos de orbitales p orientados uno al lado del otro (py y pz), por lo que estos cuatro orbitales atómicos se combinan en pares para formar dos orbitales π y dos orbitales π*. Los átomos que se unen al enlace deben de poder ganar electrones. 8.4: La teoría orbital molecular. Dado que esto tiene seis electrones de enlace más que el antienlace, el orden de enlace será 3 y el ion será estable. La Figura \(\PageIndex{12}\)) muestra las bandas para tres clases importantes de materiales: aislantes, semiconductores y conductores. Si la distribución de los electrones en los orbitales moleculares entre dos átomos es tal que el enlace resultante tendría un orden de enlace de cero, no se forma un enlace estable. El valor de l se designa según las Miles de candidatos potenciale se pueden reducir a algunos de los candidatos más prometedores. El orbital está ubicado a lo largo del eje internuclear, por lo que es un orbital σ. Hay un nodo que divide el eje internuclear en dos partes, por lo que es un orbital de antienlace. Publicidad. La distancia entre los iones es suficientemente grande como para que las Por lo tanto, esperaríamos que una molécula o ion diatómico que contiene siete electrones (como \(\ce{Be2+}\)) tuviera la configuración de electrones moleculares \((σ_{1s})^2(σ^∗_{1s})^2(σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^1\). pierde un electrón Los electrones juegan un rol esencial en determinas fuerzas y fenómenos físicos de la naturaleza, como la electricidad, el magnetismo o la conductividad térmica, y en gran medida determinan las uniones atómicas, tanto iónicas (de pérdida o ganancia de electrones) o covalentes (de uso conjunto de electrones). Se representa con una flecha en el compuesto molecular. Posteriormente, mediciones espectroscópicas y de rayos X confirmaron que el (C60) tenían la forma similar a una esfera hueca con un átomo de carbono localizado en cada uno de sus 60 vértices. Tema 5: El enlace iónico - 4 - * En una primera aproximación a los tipos de enlace aparecen claras diferencias, pudiéndose distinguir dos tipos límite de enlace químico: • Enlace iónico: Uno o más electrones se transfieren de un átomo electropositivo a otro electronegativo. A mediados del siglo XIX, Edward Frankland, F. A. Kekule, A. S. Couper, A. M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado «poder combinante» en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. s Los orbitales moleculares formados por la combinación de los orbitales atómicos se muestran en el centro. 1 Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Para conducir la electricidad, los electrones se deben mover de la banda de valencia llena a la banda de conducción vacía donde pueden moverse por todo el sólido. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Si es así, las partículas que siempre se consideraron corpúsculos materiales […] Cada carbono tiene una hibridación sp2, y tiene orbitales moleculares deslocalizados que se extienden sobre la estructura completa. La técnica MO es más precisa y puede explicar casos cuando falla el método de estructura de Lewis, pero ambos métodos describen el mismo fenómeno. En los orbitales p, la función de onda da lugar a dos lóbulos con fases opuestas, análogamente a cómo una onda bidimensional tiene ambas partes por encima y por debajo del promedio. Todos los orbitales tienen energías similares. De esta forma se forman iones, átomos con carga neta, positivos (Li+) y negativos (F-). La configuración del electrón de valencia para C2 es. Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Las propiedades de los átomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como número de oxidación. Reyes-Cárdenas, Flor; Padilla, Kira (2012-10). El paramagnetismo del oxígeno se explica por la presencia de dos electrones no apareados en los orbitales moleculares (π2py, π2pz)*. + [11], Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. 2 Del mismo modo, los orbitales de antienlace también se mezclan s-p, con σs* cada vez más estable y σp* cada vez menos estable. Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones. Los semiconductores se usan en dispositivos como las computadoras, los teléfonos inteligentes y las células solares. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es nula. Las moléculas, cristales, metales y gases diatómicos (que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea) están unidos por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia. 2 El orden de enlace en una molécula hipotética de dihelio sería cero. Sin embargo, podemos predecir que la molécula Be2 y la molécula Ne2 no serían estables. En el modelo orbital molecular, un electrón contribuye a una interacción de enlace si ocupa un orbital de enlace y contribuye a una interacción de antienlace si ocupa un orbital de antienlace. La tabla \(\PageIndex{1}\) resume los puntos principales de las dos teorías de enlace complementarias. Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares, La referencia utiliza el parámetro obsoleto. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga positiva o negativa. Diagrama de orbital. Debido a su tamaño y al hecho de que es carbono puro, esta molécula tiene una forma extraña en la que trabajaron varios investigadores utilizando papel, tijeras y cinta adhesiva. Figure \(\PageIndex{5}\): La superposición lado a lado de cada uno de los dos orbitales da como resultado la formación de dos orbitales moleculares π. 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 solo 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. El componente principal del aire es N2. A diferencia de los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad (anisotropía). Si se toma la descripción de orbital molecular simple del estado fundamental y se combina dicha función con las funciones que describen todos los estados excitados posibles usando los orbitales no ocupados que surgen del mismo juego de orbitales atómicos, también se llega a la función de onda de interacción de configuración completa. La densidad electrónica en el enlace no está asignada a átomos individuales, en vez de ello está deslocalizada entre los átomos. Los orbitales de antienlace \(π^∗_{py}\) y \(π^∗_{pz}\) también son degenerados e idénticos, excepto por su orientación. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas. Se pueden formar a partir de orbitales s o a partir de orbitales p orientados de manera integral. Con un consumo medio en nuestro país de 12 kilos al año por persona, esta carne fresca es una de las más . a Para cada par de orbitales atómicos que se combinan, un orbital molecular de energía más baja (enlace) y un resultado orbital de energía más alta (antienlace). La molécula de O2 tiene suficientes electrones para llenar la mitad del nivel \((π^∗_{2py},\:π^∗_{2pz})\). Todas las otras moléculas diatómicas del período 2 tienen mezcla de s-p, lo que conduce al patrón donde el orbital σp se eleva por encima del conjunto πp. 2 Algunos químicos pueden también representar los orbitales respectivos. Hay dos tipos de orbitales moleculares que se pueden formar a partir de la superposición de dos orbitales atómicos en átomos adyacentes. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento. Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas. Dativo. 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 orden formal de enlace de 2. Un enlace covalente es un enlace químico que implica el intercambio de pares de electrones entre átomos. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a los núcleos y son compartidos por todos ellos. Construir un diagrama orbital molecular cualitativo para cloro, Cl 2. También explica el enlace en una serie de otras moléculas, como violaciones de la regla del octeto y más moléculas con enlaces más complicados (más allá del alcance de este texto) que son difíciles de describir con las estructuras de Lewis. La contribución neta de los electrones a la fuerza de enlace de una molécula se identifica determinando el orden de enlace que resulta del llenado de los orbitales moleculares por los electrones. De hecho, el helio existe como átomos discretos más que como moléculas diatómicas. A diferencia del oxígeno, el peso aparente de la mayoría de las moléculas es un poco menos en la presencia de un campo magnético no homogéneo. Enlace covalente no polar. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión hidrógeno molecular, H2+. Debido a que, finalmente, el enlace quimico tiene un origen electrénico, estas dos propiedades permiten hacer estimaciones preliminares sobre la reactividad de las especies quimicas. {\displaystyle Na^{+}1} Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. En pocas palabras, 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 manera, es aquel en el que un elemento que tiene más electronegatividad se atrae con los elementos de menor electronegatividad. Se pueden encontrar como enlace covalente puro u homopolar (unión de dos o más átomos del mismo elemento) siendo ejemplo O₂; como enlace covalente polar o heteropolar (unión entre dos no metales diferentes) ejemplo de ello H₂O; por último el covalente coordinado (en la que un átomo se coordina para completar su octeto) siendo ejemplo el H₂SO4. El enlace doble entre carbonos se forma gracias al traslape de dos orbitales híbridos sp3. APLICACIÓN: TEORÍA DE Enlace EN SISTEMAS EXTENDIDOS. Existen los siguientes ipos de enlace covalente, a parir de la canidad de electrones comparidos por los átomos enlazados: o Simple: Los átomos enlazados . Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace. En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plano. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Por otro lado, únicamente el hidrógeno completa dos, por lo que se dice que ha formado la regla del dúo al solo tener como máximo dos electrones. La electricidad que se genera se puede usar para alimentar una luz o herramienta, o se puede almacenar para su uso posterior cargando una batería. Resumir el enfoque mecánico cuántico básico para derivar los orbitales moleculares de los orbitales atómicos. Practica 3 Enlaces químicos. Describir las características de los orbitales moleculares de unión y antienlace. Las cargas iónicas suelen estar entre –3e a +3e, este tipo de enlace es frecuente entre átomos de los grupos IA, IIA, IIIA que pierden electrones (Cationes) y átomos de los grupos VA, VIA, VIIA que ganan electrones (aniones). La teoría del orbital molecular (MO) describe el comportamiento de los electrones en una molécula en términos de combinaciones de las funciones de la onda atómica. Ocho posibles moléculas diatómicas homonucleares podrían estar formadas por los átomos del segundo período de la tabla periódica: Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2, y Ne2. Al igual que un orbital atómico, un orbital molecular está lleno cuando contiene dos electrones con espín opuesto. Predecimos configuraciones de los electrones orbitales moleculares de valencia tal como predecimos configuraciones electrónicas de átomos. Los electrones de valencia se asignan a orbitales moleculares de valencia con las energías más bajas posibles. Si se toma la estructura de enlace de valencia simple y se mezcla en todas las estructuras covalentes e iónicas posibles que surgen de un juego particular de orbitales atómicos, se llega a lo que se llama la función de onda de interacción de configuración completa. Debido a que el orden de enlace para el enlace H – H es uno, el enlace es un enlace simple. Las cargas opuestas se atraen porque al estar unidas adquieren una situación más estable que cuando estaban separadas. Los cálculos modernos en química cuántica generalmente empiezan a partir de (pero finalmente van más allá) un orbital molecular en vez de una aproximación de enlace de valencia, no por algún tipo de superioridad intrínseca de la segunda, sino porque la aproximación de orbitales moleculares es mucho más rápidamente adaptable a computación numérica. Sin embargo, ahora hay mejores programas de enlace de valencia disponibles. A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace, generalmente entre átomos vecinos de la tabla periódica. Cuando se combinan los orbitales atómicos de N valencia, se combina la misma energía y cada uno con un (1) electrón, se producen orbitales de enlace N/2 (llenos) y orbitales de antienlace N/2 (vacíos). ¿Sería paramagnético o diamagnético? Podemos predecir esto considerando las configuraciones de los electrones moleculares (Tabla \(\PageIndex{1}\)). Sin embargo, esta imagen está en desacuerdo con el comportamiento magnético del oxígeno. Del mismo modo, casi todos los átomos muestran una tendencia a perder, ganar o compartir un número de electrones necesarios para completar ocho electrones de valencia (regla del octeto), tal como lo hace el oxígeno en la molécula del agua. 2 Dibuje el diagrama orbital molecular de la molécula de oxígeno, O2. Los niveles de energía permitidos para todos los orbitales de unión están tan juntos que forman una banda, llamada la banda de valencia. La diferencia entre enlace simple doble y triple reside en que en un enlace simple los átomos están más alejados, lo que hace al enlace más débil (menor energía) por el contrario en uno triple los átomos están más cerca que en el simple, esto hace al enlace más energético y más fuerte por lo tanto más energético.[7]. 3 Aunque las descripciones de los enlaces descritas en este capítulo involucran muchos conceptos teóricos, también tienen muchas aplicaciones prácticas del mundo real. − Algunas veces, se desprecian completamente. Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Los orbitales moleculares de enlace se forman mediante combinaciones en fase de funciones de la onda atómica, y los electrones en estos orbitales estabilizan una molécula. La función de la onda σs se combina matemáticamente con la función de onda σp, con el resultado de que el orbital σs se vuelve más estable y el orbital σp se vuelve menos estable (Figura \(\PageIndex{11}\)). La región del espacio en la que es probable que se encuentre un electrón de valencia en una molécula se llama el orbital molecular (Ψ2). Características principales de los metales: Los metales son propensos a perder sus electrones debido a su baja energía de ionización, es posible tomar en consideración a un átomo metálico como un catión unido al electrón de valencia que podría perder. Tema 5: El enlace iónico - 3 - * Sólo la Mecánica Cuántica explica adecuadamente el comportamiento de los electrones en los átomos y moléculas. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. Legal. Los orbitales moleculares predicen qué tipo (si lo hay) de orbital molecular resultaría de agregar las funciones de onda para que cada par de orbitales se superpongan. Se da una pequeña electronegatividad entre los átomos. El buckybalón, así como otros miembros de mayor peso representan un concepto completamente nuevo en la arquitectura molecular con implicaciones de largo alcance. (anión). Los electrones de valencia son aquellos que permiten la _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ de un átomo con otro, ya sea del mismo elemento o de elementos diferentes, ya que . Al igual que los electrones alrededor de los átomos aislados, los electrones alrededor de los átomos en las moléculas están limitados a energías discretas (cuantificadas). Dibujamos un diagrama de energía orbital molecular similar al que se muestra en la Figura \(\PageIndex{7}\). Cuando las regiones de la fase opuesta se superponen, la interferencia destructiva de la onda disminuye la densidad de electrones y crea nodos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica. Los niveles de energía relativos de los orbitales atómicos y moleculares se muestran típicamente en un diagrama de orbitales moleculares (Figura \(\PageIndex{7}\)). Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. En un enlace metálico, los electrones de enlace se encuentran situados en una estructura de átomos. Del mismo modo que escribimos las configuraciones electrónicas para átomos, podemos escribir la configuración electrónica molecular enumerando los orbitales con superíndices que indican la cantidad de electrones presentes. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Las electrones de las capas más externas del átomo se ven atraídos por la carga eléctrica que poseen los átomos que lo rodean, en concreto su núcleo. Relacionar estas configuraciones de electrones con la estabilidad de las moléculas y sus propiedades magnéticas. En contraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice que la molécula de hidrógeno se disocia en una superposición lineal de átomos de hidrógeno, e iones positivos y negativos de hidrógeno, un resultado completamente contrario a la evidencia física. En este documento, tomando en cuenta los trabajos de Lewis, la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, así como su propio trabajo preliminar, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, aunque las tres primeras ya eran conocidas genéricamente: A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto, Sobre la Naturaleza del Enlace Químico', que vendría a ser llamado por algunos como la «biblia» de la química moderna. tridimensional del mental. Para mayor claridad, colocamos paréntesis alrededor de los orbitales moleculares con la misma energía. Para una molécula diatómica, los orbitales atómicos de un átomo se muestran a la izquierda y los del otro átomo se muestran a la derecha. (Química libre (2009))Enlace iónico Cuando los metales reaccionan con los no metales forman compuestos iónicos muy estables y . 2 En la teoría de los orbitales moleculares, describimos el orbital π por esta misma forma, y existe un enlace π cuando este orbital contiene electrones. Comparar el orden de enlace con el visto en la estructura de Lewis (recuerde que un electrón en un orbital antienlace cancela la estabilización debido a la unión de un electrón en un orbital de enlace). Estas pueden tener sus propios nombres, como sigma y pi. Los orbitales moleculares son combinaciones de funciones de ondas orbitales atómicas. Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Posteriores extensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Dentro de estos se puede encontrar una clasificación según el tipo de enlace; existiendo el enlace sencillo (en el cual comparte un solo par de electrones); ejemplo del mismo se encuentra la molécula de ácido clorhídrico; el segundo es el enlace doble (en el cual se comparten dos pares de electrones); siendo ejemplo de ello la molécula de dióxido de carbono; el último caso representa lo que se define como enlace triple (en el cual se comparten tres pares de electrones); siendo ejemplo de ello la molécula diatómica de nitrógeno. Para no colocar tantos puntos, cada par compartido se representa como una línea (H-O-H). Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente. Esto puede ser descrito diciendo que la aproximación de orbitales moleculares simple es demasiado deslocalizada, mientras que la aproximación de enlaces de valencia es demasiado localizado. 6 Los seres vivos contienen un gran porcentaje de agua, por eso demuestra un comportamiento diamagnético. Como vimos en la teoría del enlace de valencia, los enlaces σ son generalmente más estables que los enlaces π formados a partir de orbitales atómicos degenerados. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno). En 1923, Louis de Broglie sugirió que la dualidad onda-corpúsculo que se aplica a los fotones, a la radiación electromagnética, también podría aplicarse a los electrones y otras partículas atómicas. Si dos átomos se encuentran a lo largo del eje x en un sistema de coordenadas cartesianas, los dos orbitales px se superponen de extremo a extremo y forman σpx (enlace) y \(σ^∗_{px}\) (antienlace) (leído como "sigma-p-x” y “sigma-p-x estrella", respectivamente). En la mayoría de los metales, la conductividad está limitada por imperfecciones cristalinas . A partir de este diagrama, calcule el orden de enlace para O2. p El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5. La teoría MO también nos ayuda a comprender por qué algunas sustancias son conductores eléctricos, otras son semiconductores y otras son aislantes. Los dos tipos se ilustran en la figura 8.4.3. Enlace metálico: Los electrones de enlace se mueven libremente en la estructura. Los semiconductores conducen la electricidad cuando se dan cantidades "moderadas" de energía para mover los electrones fuera de la banda de valencia y hacia la banda de conducción. El orbital de enlace es más bajo en energía que los orbitales atómicos originales porque los orbitales atómicos están en fase en el orbital molecular. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. Si coloca una rana cerca de un imán suficientemente grande, levitará. Comportamiento de los electrones según su tipo de enlace SEMANA 23 2.o grado: Ciencia, Tecnología y Salud Educación Básica Alternativa Enlace iónico Fuente: Pearson Educación Podemos apreciar un átomo de cloro (Cl), con 7 electrones en su último nivel (electrones de valencia). Para interpretar la simbología del agua en la representación de Lewis, hay que saber que cada uno de los dos átomos de hidrógeno sólo cuenta con un electrón de valencia que pueden ser representados con un punto; mientras que el átomo de oxígeno tiene ocho electrones de los cuales seis son de valencia y se pueden representar con taches para diferenciarlos de los electrones de valencia del hidrógeno. explica con éxito las propiedades de la materia a gran escala. Los dipolos se atraen o repelen unos a otros. De acuerdo con la regla de Hund, cada vez que hay dos o más orbitales moleculares degenerados, los electrones llenan cada orbital de ese tipo individualmente antes de que pase un emparejamiento de electrones. Tales enlaces pueden ser interpretados por la física clásica. Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). We also acknowledge previous National Science Foundation support under grant numbers 1246120, 1525057, and 1413739. • Estructuras de Lewis de elementos representativos y su relación con el comportamiento de los . Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. Debido a que ambos electrones de valencia estarían en un orbital de enlace, predeciríamos que la molécula de Li2 sería estable. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904). Configuraciones electrónicas. Al producirse un acercamiento entre dos o más átomos, puede darse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos y el núcleo de uno u otro átomo. Los enlaces se caracterizan por la unión entre dos pares de electrones que no sean metales. Temperaturas de fusión y ebullición altas. la carga del núcleo del átomo es positiva, mientras que la de los electrones es negativa y esto es lo que hace que se atraigan entre sí y que actúen como una unidad, pero esta no es la única interacción que tiene lugar, ya que las cargas opuestas entre estos también hacen que los electrones de un átomo se sientan atraídos por el núcleo de otros … Así, la Teoría del enlace químico se basa en la Mecánica Cuántica. Cuando los orbitales atómicos de los dos átomos se combinan, los electrones ocupan el orbital molecular de menor energía, el orbital de enlace σ1s. Por ejemplo, se ha preparado con un átomo de helio dentro de su estructura. Los enlaces flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios. gana un electrón En este caso, cada orbital tiene una energía diferente, por lo que los paréntesis separan cada orbital. En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Estas moléculas candidatas se prueban cuidadosamente para determinar los efectos secundarios, la eficacia con la que se pueden transportar a través del cuerpo y otros factores. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza. Su magnitud es una proporción simple a la diferencia de cargas. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Uno contiene el eje internuclear, y el otro es perpendicular al eje. Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoría del enlace de valencia o la teoría del orbital molecular. Describir las características de los orbitales moleculares de unión y antienlace. ¿Cuál es la relación entre la difusión de oxígeno en el cuerpo humano, el funcionamiento de un panel acústico para reducir el ruido y el . En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. En 1929, sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno), a partir de principios cuánticos básicos. Cuando los átomos forman enlaces, lo hacen sólo a través de sus electrones más _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _, los del último nivel de energía, llamados orbitarles de valencia. Con la fusión nuclear podemos agregar protones y neutrones al núcleo. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. El comportamiento de los electrones de valencia En los primeros años del siglo XIX, el sueco J. J. Berzelius descubrió que algunas sales disueltas en agua conducen la electricidad; sobre la base de este hecho, postuló la existencia de polos eléctricos, positivo y negativo, en este tipo de compuestos. Los electrones en los orbitales \(σ^∗_s \) están ubicados muy lejos de la región entre los dos núcleos. Consideraremos los orbitales moleculares en moléculas compuestas de dos átomos idénticos (H2 o Cl2, por ejemplo). Podemos calcular el número de electrones no apareados en función del aumento de peso. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica. Propiedades físicas: punto de ebullición, punto de fusión, solubilidad y conductividad eléctrica. Ya que un enlace consiste en dos electrones, dividimos por dos para obtener el orden de enlace. Un orbital molecular puede contener dos electrones, por lo que ambos electrones en la molécula H2 están en el orbital de enlace σ1s; la configuración electrónica es \((σ_{1s})^2\). La diferencia de energía entre los orbitales 2s y 2p en O, F y Ne es mayor que en Li, Be, B, C y N. Debido a esto, O2, F2 y Ne exhiben una mezcla de sp insignificante (no es suficiente para cambiar el orden de energía), y sus diagramas de MO siguen el patrón normal, como se muestra en la Figura \(\PageIndex{7}\). 5 Solo en la presencia de un campo magnético aplicado demuestran atracción o repulsión. polaridad del enlace debido a electronegatividades que difieren la carga eléctrica parcial del átomo enlazado. La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo aromático, y una carga positiva. 2 8: Teorías Avanzadas de los Enlaces Covalente, { "8.0:_Preludio_a_los_enlaces_covalente" : "property get [Map MindTouch.Deki.Logic.ExtensionProcessorQueryProvider+<>c__DisplayClass228_0.
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\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)\(\newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\), \[\textrm{bond order}=\dfrac{(\textrm{number of bonding electrons})−(\textrm{number of antibonding electrons})}{2}\], \[\ce{bond\: order\: in\: He2}=\dfrac{(2−2)}{2}=0\], 8.6: Teorías avanzadas de enlace covalente (ejercicios), Las moléculas diatómicas del segundo período, https://www.youtube.com/watch?v=A1vyB-O5i6E, http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110), status page at https://status.libretexts.org, considera los enlaces como localizados entre un par de átomos, considera electrones deslocalizados en toda la molécula, crea interacciones de unión y antienlace en función de qué orbitales se llenan, predice la forma molecular en función del número de regiones de densidad electrónica, predice la disposición de los electrones en las moléculas, necesita múltiples estructuras para describir la resonancia, \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^2\), \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4\), \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(σ_{2px})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4(π^∗_{2py},π^∗_{2pz})^2\), \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(σ_{2px})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4(π^∗_{2py},\:π^∗_{2pz})^4\), \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(σ_{2px})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4(π^∗_{2py},π^∗_{2pz})^4(σ^∗_{2px})^2\). Los enlaces covalentes pueden ser simples (H - H) cuando se comparte un solo par de electrones, dobles (O = O) al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones. Solo se requiere una pequeña cantidad de energía en un conductor porque el intervalo de banda es muy pequeño. Predecimos la distribución de electrones en estos orbitales moleculares llenando los orbitales de la misma manera que llenamos los orbitales atómicos, según el principio de Aufbau. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Y, sin embargo, la estructura de Lewis del O2 indica que todos los electrones están emparejados. Estos pares de electrones se conocen como pares compartidos o pares enlazantes, y el equilibrio estable de fuerzas de atracción y repulsión entre átomos, cuando comparten electrones, se conoce como enlace covalente. l Los orbitales moleculares de antienlace resultan de combinaciones desfasadas de funciones de la onda atómica y electrones en estos orbitales que hacen que una molécula sea menos estable. La combinación en fase produce un orbital molecular σs de menor energía (leído como "sigma-s") en el que la mayor parte de la densidad electrónica está directamente entre los núcleos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. La teoría de los orbitales moleculares describe la distribución de los electrones en las moléculas de la misma manera que la distribución de electrones en los átomos se describe usando los orbitales atómicos. 8.1: Teoría de los Vínculos de Valencia. Indicamos las fases por sombreando los lóbulos orbitales de diferentes colores. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. Solo los orbitales con la alineación correcta se pueden combinar. A partir de diciembre de 2014, hasta el 46% de la energía en la luz solar se podría convertir en electricidad mediante las células solares. Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados.
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