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Capacidad relativa de un átomo para atraer electrones de otro átomo.

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                                                                                                                          BIBLIOGRAFÍA

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                                                                                                                          BIBLIOGRAFÍA

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Angélica Nohelia Guillén Méndez. (2017). Tipos de Enlace. 14/08/2020, de Portal Académico CCH Sitio web: https://portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1
Khan Academy. (Desconocido ). Enlaces Químicos . 14/08/2020, de Khan Academy Sitio web: https://es.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-bonds

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ENLACES QUÍMICOS

M. en C. Edgar Iván Bautista López.

Areli Fonseca Martínez.
14/08/2020.

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Cuantos más e- haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos e- son relativamente polarizables.

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Son dipolos instantáneos, desaparecerán en muy poco tiempo.

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Se produce transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones, originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio).

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Actúan en moléculas no polares y polares.

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Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas.

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Entre una molécula polar y otra no polar.

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Una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido o interacción iónica.

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Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares.

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Entre moléculas polares

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Provocando un efecto electrostático.

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Los polos opuestos de estas moléculas se atraen.

Se forma entre un dipolo positivo de una molécula polar con el dipolo negativo de otra polar.

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Se presenta en la formación de las estructuras secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteínas y en la estabilidad de los ácidos nucleicos.

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Los átomos con los que el  Hidrógeno se une, son Oxígeno, Nitrógeno o Flúor.

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Este tipo de atracción tiene solamente una tercera parte de la fuerza de los enlaces covalentes.

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Estos puentes son débiles debido a la atracción parcial del H positivo, en la molécula negativa de un átomo.

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Enlaces entre un H y  átomos muy electronegativos.

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Todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube.

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Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones.

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Éstos metales pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos,

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Metales con pocos e- en su capa de valencia.

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Entre 1.7 y 3.3

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El átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad los electrones logrando “arrancar” el electrón del elemento menos electronegativo.

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Metales, tienden a perder e-.

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Un átomo transfiere e- a otro átomo.

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No metales, tienden a ganar e-.

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Metal + No metal

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Generando moléculas cuya nube electrónica es uniforme.

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Entre los valores de 0 y 0.4

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Entre 0.5 y 1.6

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Átomos disponen de la misma fuerza de atracción de los e-  hacia su mismo núcleo.

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Enlace entre 2 átomos con la misma electronegatividad.

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Carga  negativa δ- sobre el átomo más electronegativo y una carga  positiva δ+ sobre el átomo menos.

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Los e- compartidos estarán mas próximos al elemento de mayor electronegatividad, provocando un reparto desigual de e-.

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Enlace entre 2 átomos con diferente electronegatividad

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No metal + No metal
Unión entre 2 átomos que comparten e-.

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Es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos que forman parte de una molécula.