Diferenzas entre revisións de «Enlace químico»

m
bot Engadido: te:రసాయన బంధం; cambios estética
m (bot Modificado: lmo:Ligam chimich)
m (bot Engadido: te:రసాయన బంధం; cambios estética)
As ligazóns químicas poden ocorrer a través da doazón e recepción de [[electrón]]s entre os átomos ou compartillamento de átomos.
 
== Tipos de enlaces ==
O enlace entre dous átomos nunca se corresponde exactamente cunha das seguintes categorías. Mais, son útiles para clasificar moitas das propiedades de diferentes compostos.
 
=== Enlace iónico ===
{{Artigo principal|Enlace iónico}}
[[Ficheiro:NaCl ionic.png|thumb|200px|Ligazón iónica da [[halita]]]]
Cando se transfiren electrón dun elemento metálico a un non metálico, existe unha atracción electrovalente entre o catión e o anión, o cal produce un composto de tipo iónico e cuxa estrutura xeralmente é cristalina, como é o caso do sodio e o cloro, que polas súas distribucións electrónicas buscan unha maior estabilidade formando un sal, onde cada ión de cloro está rodeado por seis catións de sodio e cada sodio rodeado por seis anións de cloro.
 
=== Enlace covalente ===
[[Ficheiro:covalent.svg|170px|thumb|Ligazón covalente no polar [[hidróxeno]] e [[carbono]]: [[metano]].]]
{{Artigo principal|Enlace covalente}}
As reaccións entre dous átomos non metais producen ligazóns covalentes. Este tipo de enlace prodúcese cando existe unha electronegatividade polar, fórmase cando a diferenza de electronegatividade non é suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electróns, entón os átomos comparten un ou máis pares electrónicos nun novo tipo de orbital, denominado orbital molecular.
 
=== Enlace covalente sinxelo ===
{{Artigo principal|Enlace covalente sinxelo}}
Cando non existe suficiente diferenza da electronegarividade para que exista transferencia electrónica, resultan dous átomos compartindo un ou máis pares de electróns e forman unha molécula con enerxía de atracción débil e, debido a isto, posúen puntos de fusión e ebulición baixos fronte aos iónicos. Os enlaces poden ser simples, dobres ou triplos, segundo a forma de compartillar un, dous ou tren electróns.
A enerxía das forzas de atracción ou repulsión entre os elementos que forman unha ligazón iónica está en función da distancia internuclear chegando a unha distancia mínima onde se compensan as forzas de atracción e de repulsión, a cal se denomina distancia de enlace.
 
=== Enlace Van der Waals ===
As forzas de [[van der Waals]] son forzas de [[estabilización molecular]]; forman un enlace químico non [[enlace covalente|covalente]] no que participan dous tipos de forzas ou interaccións, as forzas de '''dispersión''' (que son forzas de atracción) e as forzas de '''repulsión''', entre as capas electrónicas de dous átomos contiguos.
 
== Véxase tamén ==
=== Outros artigos ===
{{Commons|Chemical bond}}
*[[Reacción química]]
[[sv:Kemisk bindning]]
[[ta:வேதியியற் பிணைப்பு]]
[[te:రసాయన బంధం]]
[[th:พันธะเคมี]]
[[tl:Kawing kimikal]]
76.426

edicións