Doble. Los átomos enlazados aportan dos electrones cada uno, formando un enlace de dos pares de electrones. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).

Triple. En este caso los átomos enlazados aportan tres pares de electrones, es decir, seis en total. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).

Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno.

Ejemplos:
-Oxigeno puro O2
-Hidrógeno puro H2
-Dióxido de carbono CO2

Sherly Angely Vianney Ortiz Rincon
Fuente: https://concepto.de/enlace-covalente/#ixzz6W9ON399L

Fuente: http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/Chemical/bond.html#c2
https://es.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/chemical-bonds-and-reactions/a/chemical-bonds-article

Denominación de la IUPAC: Magnesium oxide

Masa molar: 40.3044 g/mol

Punto de fusión: 2,852 °C

Fuente: https://concepto.de/enlace-covalente/#ixzz6W9OMue4T

Fuente: https://concepto.de/enlace-ionico/#ixzz6W9OyFK00

Ejemplo de un enlace Iónico
AlF₃     (Fluoruro de Aluminio)

Al  °°°
F  °°°°°°°
F  °°°°°°°
F  °°°°°°°
Se determina si es ionico o covalente según (Tabla de electronegatividad)

(NO METAL) F: 4.0
(METAL)      Al: 1.5

4.0-1.5= 2.5 (Enlace Iónico)
Siempre que el resultado sea mayor  1.7 el enlace va a ser Iónico.
Fuente:
https://gradilla.info/5-ejemplos-de-enlaces-ionicos-resueltos/
 

Cada uno de estos polimorfos posee características intrínsecas a su naturaleza, aunque comúnmente provienen de las mismas fuentes de roca caliza y se encuentran en combinación con otras especies químicas.
Del mismo modo, una de las propiedades más importantes de esta sustancia es su capacidad de actuar como ácido o base dependiendo de la reacción química que se lleve a cabo, es decir, es anfótera.

Sin embargo, el hidróxido de zinc cierto nivel de toxicidad, irritación ocular si se tiene contacto directo con él y representa un riesgo ambiental, especialmente en espacios acuáticos.

Obtención

Para producir hidróxido de zinc pueden emplearse diversos procedimientos, entre estos se encuentra la adición de hidróxido de sodio en solución (de manera controlada) a una de las numerosas sales que forma el cinc, en solución también.

Como el hidróxido de sodio y la sal de cinc son electrolitos fuertes, se disocian completamente en soluciones acuosas, de manera que se forma el hidróxido de cinc según la siguiente reacción:

2OH– + Zn2+ → Zn(OH)2

La ecuación anterior describe la reacción química que ocurre para la formación del hidróxido de cinc, de una manera sencilla.

Otra manera de obtener este compuesto es a través de una precipitación acuosa de nitrato de cinc con adición de hidróxido de sodio en presencia de la enzima conocida como lisozima, la cual se encuentra en una gran cantidad de secreciones como las lágrimas y la saliva de los animales, entre otras, además de que posee propiedades antibacterianas.

Aunque no es indispensable la utilización de lisozima, se obtienen estructuras distintas de hidróxido de cinc cuando se alteran las proporciones y la técnica mediante la cual se combinan estos reactivos.

•Solubles: moléculas apolares – apolares

•Insolubles: moléculas polares - polares

•Bajos puntos de fusión y ebullición
Ejemplo:
Molécula de metano (CH₄) El átomo de carbono tiene cuatro electrones de valencia, mientras que en cada uno de los cuatro átomos de hidrógeno, tiene un solo electrón de valencia. Cada átomo de hidrógeno adquiere la configuración electrónica He (dos electrones de valencia 1s), ya que comparte un electrón con el átomo de carbono. Así, el carbono tiene ocho electrones, cuatro de los cuales son los electrones adicionales compartidos, uno de cada hidrógeno y la configuración electrónica del neón.
Bibliografia:
https://www.academia.edu/21549297/Introduccion_a_la_Ciencia_e_Ingenieria_de_los_Materiales_WILLIAM_CALLISTER_JR_
https://www.slideserve.com/gella/enlace-qu-mico

https://n9.cl/ty1t

Este tipo de enlace se produce por la atracción de iones con cargas opuestas. Al ceder o aceptar los electrones de valencia, los iones cumplen con la regla del octeto y, por lo tanto, son más estables. Los electrones de valencia son los electrones de la capa más externa del átomo, que pueden participar en los enlaces químicos.

Un ejemplo claro es el cloro

Simple. Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa (un electrón cada uno). Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro).

Doble. Los átomos enlazados aportan dos electrones cada uno, formando un enlace de dos pares de electrones. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).

Triple. En este caso los átomos enlazados aportan tres pares de electrones, es decir, seis en total. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).

Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno.

Por otro lado, conforme a la presencia o no de polaridad, se puede distinguir entre enlaces covalentes polares (que forman moléculas polares) y enlaces covalentes no polares (que forman moléculas no polares):

Enlaces covalentes polares. Se enlazan átomos de distintos elementos y con diferencia de electronegatividad por encima de 0,5. Así se forman dipolos electromagnéticos.

Enlaces covalentes no polares. Se enlazan átomos de un mismo elemento o de idénticas polaridades, con una diferencia de electronegatividad muy pequeña (menor a 0,4). La nube electrónica, así, es atraída con igual intensidad por ambos núcleos y no se forma un dipolo molecular.

Recuperado de:
https://concepto.de/enlace-covalente/

Fuente: https://concepto.de/enlace-covalente/#ixzz6W9PeIbRs
KRISTELL CASARRUBIA

Hidrógeno puro (H2). H-H (un enlace simple)
Dioxido de carbono:  (CO2). O=C=O (dos enlaces dobles)
Agua: (H2O). H-O-H (dos enlaces simples)

Ácido clorhídrico (HCl). H-Cl (un enlace simple)

Nitrógeno puro (N2). N≡N (un enlace triple)

Ácido cianhídrico (HCN). H-C≡N (un enlace simple y uno triple)

Fuente: https://concepto.de/enlace-covalente/#ixzz6W9U6oHoF

Masa atómica: 107.8682 u

Número atómico: 47

Configuración electrónica: [Kr] 4d¹⁰5s¹

Punto de fusión: 961.8 °C

Existen los siguientes tipos de enlace covalente, a partir de la cantidad de electrones compartidos por los átomos enlazados:

Simple. Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa (un electrón cada uno). Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro).

Doble. Los átomos enlazados aportan dos electrones cada uno, formando un enlace de dos pares de electrones. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).

Triple. En este caso los átomos enlazados aportan tres pares de electrones, es decir, seis en total. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).

Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno.

Por otro lado, conforme a la presencia o no de polaridad, se puede distinguir entre enlaces covalentes polares (que forman moléculas polares) y enlaces covalentes no polares (que forman moléculas no polares):

Enlaces covalentes polares. Se enlazan átomos de distintos elementos y con diferencia de electronegatividad por encima de 0,5. Así se forman dipolos electromagnéticos.

Enlaces covalentes no polares. Se enlazan átomos de un mismo elemento o de idénticas polaridades, con una diferencia de electronegatividad muy pequeña (menor a 0,4). La nube electrónica, así, es atraída con igual intensidad por ambos núcleos y no se forma un dipolo molecular.

 

 
 

Ejemplos de enlace covalente

Ejemplos sencillos de enlace covalente son los que se dan en las siguientes moléculas:

Oxígeno puro (O2). O=O (un enlace doble)

Hidrógeno puro (H2). H-H (un enlace simple)

Dióxido de carbono (CO2). O=C=O (dos enlaces dobles)

Agua (H2O). H-O-H (dos enlaces simples)

Ácido clorhídrico (HCl). H-Cl (un enlace simple)

Nitrógeno puro (N2). N≡N (un enlace triple)

Ácido cianhídrico (HCN). H-C≡N (un enlace simple y uno triple)

 

 

Los enlaces covalentes presentan las siguientes características:

El enlace covalente está caracterizado por el compartición de electrones entre dos átomos. Esos átomos unidos pueden formar moléculas o sólidos covalentes. Esa compartición ocurre debido a la atracción de los electrones por los núcleos vecinos.

Estos enlaces se clasifican en: molecular, dativo o coordinado.

Este tipo de uniones se lleva a cabo entre átomos con electronegatividades altas y similares.

Estos enlaces ocurren entre dos no metales.

En este tipo de enlace se necesita mucho gasto de energía para poder arrancar el electrón.

Todos los átomos que forman parte de este tipo de unión tienen que ganar electrones para que se pueda alcanzar la estabilidad y así completar los ocho electrones de la última capa de Valencia, según la regla del octeto.

Cuando este tipo de unión ocurre entre un no metal con el hidrógeno, uno necesita del otro para conseguir alcanzar su estabilidad. En este caso el hidrógeno no pierde su electrón, sino que comparte electrones con otro elemento.

Las sustancias moleculares generalmente son líquidas o gaseosas y no son buenos conductores de la electricidad.

Las sustancias covalentes en condiciones ambientales pueden encontrarse en estado líquido como es el caso del éter. También se pueden presentar en estado sólido como la parafina o en estado gaseoso como el dióxido de carbono. Estas poseen bajos puntos de fusión y ebullición, a diferencia de las sustancias iónicas en las cuales son muy altos.

Todos estos enlaces son más fuertes si se comparan con otro tipo de uniones químicas como es el caso de los enlaces iónicos.

En las uniones iónicas los iones se mantienen unidos a través de la atracción coulómbica no direccional, mientras que en las uniones covalentes estas son altamente direccionales.

 

 

 

 

¿Qué es un enlace iónico?

Se entiende por enlace iónico o enlace electrovalente a uno de los mecanismos de unión química, que se da generalmente entre átomos metálicos y no metálicos, fusionados debido a la transferencia permanente de electrones, y produciendo así una molécula cargada electromagnéticamente, conocida como ion.

La transferencia electrónica en el enlace iónico se da siempre desde los átomos metálicos hacia los no metálicos, o en todo caso, desde los más electronegativos hacia los menos. Esto se debe a que la juntura se produce por atracción entre partículas de distinto signo, cuya variación en el coeficiente de electronegatividad sea mayor o igual a 1,7 en la escala de Pauling.

Conviene aclarar que si bien el enlace iónico se suele distinguir del covalente (consistente en un uso compartido de pares electrónicos en la capa externa de ambos átomos), en realidad no existe un enlace iónico puro, sino que este modelo consiste en una exageración del enlace covalente, útil para el estudio del comportamiento atómico en estos casos. Pero siempre existe algún margen de covalencia en estas uniones.

Sin embargo, a diferencia de los enlaces covalentes que constituyen a menudo moléculas polares, los iones no poseen un polo positivo y otro negativo, sino que en ellos predomina por entero una sola carga. Así, tendremos cationes cuando se trate de una carga positiva (+) y tendremos aniones cuando se trate de una negativa (-).

 

-Enlaces entre los átomos de Oro (Au).

-Enlaces entre los átomos de Cadmio (Cd).

-Enlaces entre los átomos de Hierro (Fe).

-Enlaces entre los átomos de Níquel (Ni).

-Enlaces entre los átomos de Zinc (Zn).

-Enlaces entre los átomos de Cobre (Cu).

-Enlaces entre los átomos de Platino (Pt).

Fuente: https://www.ejemplos.co/15-ejemplos-de-enlace-metalico/#ixzz6W9SvJLiJ
Fuente: https://www.ecured.cu/Enlace_met%C3%A1lico 
Fuente de imagen:           
https://images.app.goo.gl/LqaFEVrge9ArmFJw8

Las características generales de este tipo de enlace son:
Es un enlace fuerte. Dependiendo de la naturaleza de los iones, la fuerza de esta unión atómica puede ser muy intensa, por lo que la estructura de estos compuestos tiende a formar redes cristalinas muy resistentes.

Suele producir sólidos. A temperaturas y rangos de presión normales, suelen producir compuestos de estructura molecular cúbica y rígida, cristalina, dando origen así a sales. Existen líquidos iónicos, también, o “sales derretidas”, que son poco frecuentes pero sumamente útiles.

Posee un alto punto de fusión. Tanto el punto de fusión (entre 300 °C y 1000 °C) como el de ebullición de estos compuestos suele ser muy alto, pues se requiere grandes cantidades de energía para romper la atracción eléctrica entre los átomos.

Solubilidad en agua. La mayoría de las sales obtenidas de este modo son solubles en agua y otras soluciones acuosas que presenten un dipolo eléctrico (polos positivo y negativo).

Conducción eléctrica. En su estado sólido no son buenos conductores de electricidad, dado que los iones ocupan posiciones muy fijas en una red eléctrica. En cambio, una vez disueltos en agua o en solución acuosa, se tornan eficaces conductores de la electricidad dado que contienen partículas móviles con carga (iones).

Selectividad. Los enlaces iónicos pueden darse únicamente entre metales de los grupos I y II de la Tabla periódica, y los no metales de los grupos VI y VII.
Ejemplos de enlace iónico:

 

Algunos ejemplos de iones obtenidos mediante este proceso químico son:

 

Fluoruros (F-). Sales catódicas obtenidas del ácido fluorhídrico (HF), empleadas en la fabricación de pastas dentales y otros insumos odontológicos.

Sulfatos (SO42-). Sales o ésteres obtenidas del ácido sulfúrico (H2SO4), cuya unión a un metal sirve a fines sumamente diversos, desde aditivos en la obtención de materiales de construcción, hasta insumo para radiografías de contraste.

Nitratos (NO3-). Sales o ésteres obtenidos del ácido nítrico (HNO3), empleados en la manufacturación de la pólvora (juntados con potasio), y en numerosas formulaciones químicas para abonos o fertilizantes.

Mercurio II (Hg+2). Se trata de un catión obtenido a partir del mercurio, llamado también catión mercúrico y que es sólo estable en medios de pH ácido (<2).

Permanganatos (MnO4-). Las sales del ácido permangánico (HMnO4), poseen un intenso color púrpura y un enorme poder oxidante, que puede ser aprovechado en la síntesis de la sacarina, por ejemplo, o en el tratamiento de aguas residuales, o en la fabricación de desinfectantes.

Masa molar: 44.01 g/mol
Densidad: 1,976 kg/m³; 0,001976 g/cm³

Características del enlace metálico

Las principales características de este tipo de enlace son las siguientes:

·         Son no direccionales, esto quiere decir que tienen atracción electrostática.

·         Tienen gran fuerza de unión metálica la cual depende de la carga que tengan los cationes.

·         Poseen un brillo metálico como resultado de la interacción que se da entre los electrones del metal con las diferentes longitudes de la onda.

·         Tienen conducción de energía eléctrica.

·         Tienen conducción de energía térmica cuando se calientan los electrones que lograr adquirir entonces una enorme cantidad de energía cinética y pueden desplazarse a regiones más frías.

·         Poseen características de disipación de energía cuando sucede el choque y de vibración de cationes.

 

Cómo se forma el enlace metálico

El enlace metálico se produce cuando se da la combinación de metales entre sí. Se sabe que los metales necesitan ceder algunos de sus electrones para poder alcanzar la configuración de gas noble, los metales entonces pierden los electrones de valencia formando de esta forma una nube de electrones entre sus núcleos positivos 

Propiedades:

Entre las principales propiedades de los enlaces metálicos podemos mencionar las siguientes:

Los enlaces metálicos suelen ser solidos a temperatura ambiente, exceptuando el mercurio.

El punto de ebullición y fusión de los enlaces es muy variado, esto porque los enlaces son muy fuertes.

Tienen la propiedad de tener un brillo metálico.

No son frágiles, pero sí poseen gran flexibilidad y además son dúctiles.

Tienen una buena conductividad de calor y electricidad. Esta propiedad se debe a que los electrones tienen la capacidad de actuar libremente en sus movimientos.

Suelen ser encontrados como sólidos a temperatura ambiente.

Son bastante solubles en estado fundido.

 

Estructura del enlace metálico

En los enlaces metálicos cada átomo se encuentra divididos en doce átomos, seis de ellos se encuentran en el mismo plano, tres están ubicados por encima y tres por debajo. Los electrones son extraídos de sus orbitales por la baja electronegatividad que poseen. Es un enlace de consistencia fuerte, que se forma entre elementos que pertenecen a la misma especie. Pese a que su estructura es muy cercana, pueden interaccionar sus núcleos en las nubes electrónicas, empaquetándose en tres dimensiones, razón por la cual los núcleos están rodeados de dichas nubes.


 

Teorías

Existen dos diferentes teorías con respecto al enlace metálico que son:

Teoría del mar de electrones: Es también llamada teoría del gas electrónico y constituye una idea simple del enlace. Dice que la estructura metálica se encuentra conformada por cationes hechos de metal que se encuentran sumergidos en un mar de electrones, y que son estos electrones de valencia los del átomo de un metal y que, además, tienen la capacidad de evitar las diferentes repulsiones electrostáticas que pueden darse entre iones de carga positiva. Explica la conductividad de los metales en la capacidad de movimiento que tienen los electrones. El inconveniente de la teoría es que no logra explicar de forma cuantitativa las conductividades.

Teoría de las bandas: Esta teoría nace de la aplicación de la mecánica cuántica que poseen los enlaces metálicos. Dice que a partir de dos orbitales atómicos, que corresponden a dos átomos podemos llegar a obtener dos diferentes orbitales moleculares. Entre mayor sea el número de órbitas moleculares menor será la diferencia de energía que haya entre ellos.
Ejemplos de enlace metálico:

Los enlaces metálicos pueden y son utilizados en actividades de la vida diaria. Un ejemplo bastante común es el del bronce, que es creado a partir de una aleación de estaño y cobre y es utilizado en la construcción de campanas y estatuas. El acero, formado de carbono y de hierro, es otro ejemplo. Esta aleación hace que el acero sea más fuerte y se puede utilizar en la producción de cocinas y congeladores, construcciones y en la fabricación de puentes.

•Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”. 

•Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.

•Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.
Ejemplo:
Por ejemplo, considérese una hilera de átomos de zinc, Zn···Zn···Zn···. Estos átomos traslapan sus orbitales atómicos de valencia para crear orbitales moleculares. A su vez, dichos orbitales moleculares se traslapan con otros orbitales de los átomos Zn vecinos.
Cada átomo de zinc aporta dos electrones para contribuir al enlace metálico. De esta manera, el traslape o unión de los orbitales moleculares, y los átomos donados por el zinc, originan una “autopista” por la que los electrones se deslocalizan por todo el cristal como si fueran un pegamento o un mar de electrones, cubriendo o bañando todos los átomos metálicos.
Bibliografia:
https://www.lifeder.com/ejemplos-enlaces-metalicos/
https://www.slideserve.com/gella/enlace-qu-mico

Este tipo de enlace se produce por la atracción de iones con cargas opuestas. Al ceder o aceptar los electrones de valencia, los iones cumplen con la regla del octeto y, por lo tanto, son más estables. Los electrones de valencia son los electrones de la capa más externa del átomo, que pueden participar en los enlaces químicos.

EJEMPLO: Cuando iones con cargas opuestas entran en contacto, se produce una atracción electrostática y se forma el enlace iónico. Por ejemplo, el catión sodio Na⁺¹ forma un enlace iónico con el anión fluoruro F^-1 y forman el fluoruro de sodio NaF.

Los enlaces metálicos suelen ser solidos a temperatura ambiente, exceptuando el mercurio.

El punto de ebullición y fusión de los enlaces es muy variado, esto porque los enlaces son muy fuertes.

Tienen la propiedad de tener un brillo metálico.

No son frágiles, pero sí poseen gran flexibilidad y además son dúctiles.

Tienen una buena conductividad de calor y electricidad. Esta propiedad se debe a que los electrones tienen la capacidad de actuar libremente en sus movimientos.

Suelen ser encontrados como sólidos a temperatura ambiente.

Son bastante solubles en estado fundido.

Fuente: https://concepto.de/enlace-ionico/#ixzz6W9TxWWJ9

Debemos resaltar que en los enlaces metalicos existe un es un vínculo atómico muy fuerte y primario, exclusivo de átomos de la misma especie, pero que nada tiene que ver con las formas de la aleacion, las cuales no son más que formas de mezclar físicamente dos o más metales, o un metal con otros elementos para combinar sus propiedades.

Fuente: https://concepto.de/enlace-metalico/#ixzz6W9VTh43C

Fuente: https://concepto.de/enlace-covalente/#ixzz6W9OMue4T

Los metales forman unas redes metálicas compactas; es decir, con elevado índice de coordinación, por lo que suelen tener altas densidades. Las redes suelen ser hexagonales y cúbicas.

Esta unión se establece entre átomos con igual electronegatividad. Este tipo de enlace también se puede mantener entre átomos con una diferencia de electronegatividad menor que 0,4.

La molécula de cloro Cl₂ está conformada por dos átomos de cloro con la misma electronegatividad, que comparten un par de electrones en un enlace covalente no polar. Igual sucede en el caso de los dos átomos de oxígeno para formar la molécula de oxígeno O₂.
Enlace covalente polar

El enlace covalente polar se forma entre dos átomos no metálicos que tienen una diferencia de electronegatividad entre 0,4 y 1,7. Cuando estos interactúan, los electrones compartidos se mantienen más próximo a aquel átomo mas electronegativo.