ACTIVIDAD

• Qué entiendes por enlace químico?
• Identifique y defina las propiedades que debe tener todo enlace químico para su formación?
• Qué diferencia encuentras entre número de oxidación y valencia de un elemento?
• Cuales son los diferentes tipos de enlaces que existen definalos y de ejemplos?

• Que entiendes por enlace ionico?

Por enlace químico entiendo que es la fuerza de atracción mutua entre dos o más átomos que se combinan para formar una molécula. Es un mecanismo electrónico en el cual se ejercen fuerzas de atracción y separación en el que se unen los átomos para que pueda adquirir la estructura electrónica del gas noble más cercano al sistema periódico. Para los diferentes elementos su objetivo es completar la última fase en su máximo rango. 

• Identifique y defina las propiedades que debe tener todo enlace químico para su formación?

Potencial de ionización: (PI) es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo o molécula específica a una distancia tal que no exista interacción electrostática entre el ion y el electrón.

Afinidad electrónica: La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo.

Electronegatividad: La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.

Para formar un enlace químico se deben cumplir dos reglas:

La regla del octeto: Los átomos se combinan mediante procesos que implican pérdida, ganancia o compartimiento de electrones de tal forma que adquieran la configuración de ocho electrones en su último nivel; esto se conoce como regla del octeto. Sabemos que los gases nobles tienen ocho electrones en su nivel electrónico más interno (excepto el helio, que sólo posee dos), es decir, tienen completa su última capa.

La regla del dueto: Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga 8 electrones y así adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica. En el caso de los átomos de los elementos H, Li y Be, cuando establecen enlaces, tienden a completar su último nivel de energía con 2 electrones y alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio (He). (Regla del dueto)

-Los elementos metálicos ceden electrones.-Los elementos no metálicos ganan o comparten electrones

• Qué diferencia encuentras entre número de oxidación y valencia de un elemento?

Numero de oxidación

 Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

Las reglas son:

  Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se  distribuyen en forma equitativa entre ellos.

 Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.

Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.

Valencia

Es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace con otro elemento. Hay elementos con más de una valencia, por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación, por tanto la valencia es el poder de combinación de los elementos cuando se unen entre si para formar moléculas. 

La etimología de la palabra "valencia" proviene de 1543, significando "molde", del latín valentia "fuerza, capacidad", y el significado químico refiriéndose al "poder combinante de un elemento" está registrado desde 1884, del alemán Valenz. En 1890, William Higgins publicó bocetos sobre lo que él llamó combinaciones de partículas "últimas", que esbozaban el concepto de enlaces de valencia. Si, por ejemplo, de acuerdo a Higgins, la fuerza entre la partícula última de oxígeno y la partícula última de nitrógeno era 6, luego la fuerza del enlace debería ser dividida acordemente, y de modo similar para las otras combinaciones de partículas últimas: estas son las de la tabla periódica.

De acuerdo con los químicos, los electrones de un átomo se configuran alrededor del núcleo, en niveles de energía, órbitas o capas,estas órbitas se representan por letras tales como K, L, M, o por números como 1,2,3 y asi sucesivamente, el numero de electrones presentes en la órbita mas extrema se conocen como electrones de valencia, y la órbita mas extrema, se denomina como órbita de valencia.

• Cuales son los diferentes tipos de enlaces que existen definalos y de ejemplos?

 -Enlace iónico o electrovalente: Se caracteriza porque hay transferencia de electrones de un átomo a otro, y como consecuencia se forman iones con cargas eléctricas opuestas, cuya atracción electrostática da lugar a la formación de correspondiente compuesto químico.

Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio.

-Enlace covalente: Es el que se forma entre dos átomos que tienen la misma electronegatividad o muy próxima, siendo la diferencia de electronegatividad.

Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl₂, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente. Enlace covalente de molécula de cloro

-Enlace Metálico: Los metales tienen pocos electrones de valencia por lo cual no se les puede atribuir enlace covalente localizado; Por estar formados por una sola clase átomos, no pueden entrelazarse mediante fuerzas electroestáticas como sucede entre cationes y aniones en un cristal iónico. 

Ejemplo: El enlace Metálico se presenta en todos los metales si algunas aleaciones por ejemplo: latón (Cu +Zn), bronce (Cu +Sn), etc.

Mapa conceptual 

MAPA CONCEPTUAL Y ACTIVIDAD DEL TEMA

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Actividad del tema 

1. Haz una tabla comparativa con las características del enlace covalente y del enlace iónico teniendo en cuenta lo siguiente:

1. Cómo se forma?
2. Qué compuestos lo presentan?
3. Propiedades de los compuestos con este tipo de enlace?

2. Si un átomo solo tiene una capa, el número máximo de electrones en esa capa es de:

• Tres
• Seis
• Dos
• Ocho

3. Define electrovalencia.

Se define electrovalencia de un elemento como el número de electrones que puede ganar o perder hasta completar 

su octeto

4. ¿Puede formarse un enlace iónico entre átomos de un mismo elemento químico? ¿Por qué?

No. El enlace químico se produce entre átomos con valores muy diferentes de sus electronegatividades; un átomo 

cede electrones al otro y el enlace se produce por la atracción eléctrica entre los iones de distinto signo que se han formado.

CONTENIDOS TENIDOS EN CUENTA

ENLACE QUÍMICO

Historia del enlace químico

Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, mientras que otros son altamente benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo de elemento químico que lo forman, el modo cómo se enlazan (tipo de enlace químico), la forma y geometría de los agregados atómicos (moléculas) y de cómo estos interactúan entre sí.

 El descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia arrojó una luz fundamental sobre el concepto del enlace químico. Así Berzelius fue el primero, en 1812, en dar una explicación a esta cuestión, en cierta medida con un sentido ya "moderno": sugiere que los átomos se combinarían entre sí, obedeciendo a una atracción de tipo eléctrico. Es la llamada teoría dualista del enlace y si bien esta explicación resultaba válida en principio para los compuestos del mundo mineral, no fue lo mismo cuando se intentó aplicar a los compuestos orgánicos. Para este tipo de compuestos introducen Frankland y Kelulé, a partir de 1850, el concepto de valencia que, mas que dar una explicación al cómo y al porqué se unen los átomos en un compuesto orgánico atiende más hacer "referencia” a una fuerza interatómica que implica un numero relacionado con la cantidad de enlaces por los que un átomo podía unirse a otros. 

Determinación de enlace 

Un enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. La unión o enlace entre los átomos tiene su origen en la estructura electrónica de los mismos. La actividad química de los elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con otros átomos, la configuración de gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo el helio que sólo tiene dos), que es muy estable. Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico; de los cuales se hablará más extensamente después. Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien definidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una transición gradual de uno a otro, lo que permite considerar tipos de enlace intermedios. Gracias a estos enlaces se forman los compuestos químicos, por ejemplo la sal.

La sal común es un sustancia bien conocida. Es utilizada para conservar y aderezar alimentos. Nuestra sangre posee casi la misma proporción de sal que el agua del mar, y es fundamental para mantener muchas de nuestras funciones vitales. Está formada por un no metal, el cloro y un metal alcalino, el sodio. Ambos en estado puro son extremadamente peligrosos para el hombre, sin embargo, forman juntas una sustancia, la sal común, que es inocua en pequeñas cantidades. Se dice por tanto que han formado un compuesto químico, una sustancia muy diferente de los elementos que la componen.

Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por uniones de distintos elementos. El azúcar, por ejemplo, está formado por oxígeno, hidrógeno y carbono. Estos átomos que pierden o ganan electrones para unirse se transforman en iones, átomos con carga eléctrica. Estos iones se unen para formar compuestos químicos, y la forma de unirse entre ellos se denomina enlace químico, del cual se va a hablar en este trabajo.

LEY DE OCTETO 

La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (ultima capa de la electrosfera).

La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones.

Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia.

Por ejemplo tenemos:

Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. Los diferentes colores de electrosfera mostrados en la figura nos ayudan a interpretar lo siguiente:

1 – Átomos de Oxigeno poseen seis electrones en la capa de valencia (anillo externo en la figura)

2 – Para volverse estables precisan contar con ocho electrones. ¿Y como lo logran entonces?

Comparten dos electrones (indicado en la unión de los dos anillos), formando una molécula de gas oxígeno (O2)

La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble).

Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la busqueda de tal estabilidad.

Excepciones a la regla del Octeto

Berilio (Be)

Es una excepción a la regla del Octeto porque es capaz de formar compuestos con dos enlaces simples, siendo así, se estabiliza con apenas cuatro electrones en la capa de valencia.

Como el hidrógeno (H) precisa ceder dos electrones para realizar el enlace (H ― Be ― H), el átomo de Berilio (Be) comparte sus electrones y alcanza la estabilidad.

Aluminio (Al)
Es una excepción a la regla del octeto porque alcanza la estabilidad con seis electrones en la capa de valencia. El átomo de aluminio tiende a donar sus electrones y así puede formar tres enlaces simples con otros átomos
  

En este caso, el Aluminio (Al) formó tres enlaces con tres átomos de Fluor (F)
Boro (B)

Forma sustancias moleculares con tres enlaces simples.

Fijémonos que el Boro (B) tiene la tendencia de donar sus electrones para los átomos de Flúor (F), este si obedece a la regla del Octeto, necesitando sus ocho electrones en la capa de valencia. Como el Boro cede sus electrones, el Flúor se estabiliza con el Octeto formado.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN  

se define como la cantidad mínima de energía que hay que suministrar a un átomo neutro gaseoso y en estado fundamental para arrancarle el e- enlazado con menor fuerza, es decir, mide la fuerza con la que está unido el e- al átomo.
Es una energía muy elevada para los gases nobles y es necesaria una mayor cantidad de energía.
Las energías de ionización pequeña indican que los e- se arrancan con facilidad.
A medida que aumenta n el e- está más lejos del núcleo, la atracción es menor y por lo tanto, la energía de ionización es menor.

En el mismo periodo aumenta la carga nuclear y la energía de ionización tiene valores más grandes.

AFINIDAD ELECTRÓNICA 

La afinidad electrónica de un elemento (AE), puede definirse como:

La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión de carga 1-

La convención es asignar un valor positivo cuando se absorbe energía y un valor negativo cuando se libera y caso todos los elementos no tienen afinidad por un electrón adicional, por tanto, su afinidad electrónica es igual a cero. La afinidad electrónica de los elementos He y Cloro puede representarse como:

He(g) + e- x     He- (g) AE = 0 kj/mol

Cl(g) +   e- →    Cl- (g) +  349 kj           AE = -349 kj/mol

La primera ecuación nos dice que el Helio no admitirá un electrón. La segunda ecuación nos dice que cuando una mol de átomo de cloro gaseoso gana un electrón para formar iones cloruro gaseoso, se libera (exotérmico) 349 kj de energía.

La afinidad electrónica comprende la adición de un electrón a un átomo gaseoso neutro. Así como el proceso por el cual un átomo neutro X gana un electrón.

X(g) + e- →X-(g) (AE)

no es el inverso del proceso de ionización

X+(g) + e- →X(g) ( inverso de EI1)

El primer proceso comienza con un átomo neutro en tanto que el segundo comienza con un ión positivo; por tanto, los valores de EI1 y de la AE no son simplemente iguales pero de signo contrario. En la figura 6.3 vemos que, al recorrer un periódo de la tabla periódica la afinidad electrónica se vuelve, en general,más negativa de izquierda a derecha ( excluyendo a los gases nobles), lo cual significa que casi todos los elementos representativos de los grupos 1A a 7ª muestran gran atracción por un electrón extra de izquierda a derecha. La afinidad electrónica más negativa corresponde a los átomos de los halógenos, cuya configuración electrónica más externa es ns2np5, los cuales forman aniones estables con configuración  de gas noble, ns2np6 al ganar un electrón.

Los elementos con afinidad electrónica muy negativa gana electrones con facilidad formando iones negativos (aniones).

La afinidad electrónica es un término preciso y cuantitativo como la energía de ionización, pero es difícil medirla.

VALENCIA 

La valencia, es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace con otro elemento. Hay elementos con más de una valencia, por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación que a fin de cuentas representa lo mismo. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha evolucionado en un amplio rango de aproximaciones para describir el enlace químico, incluyendo la estructura de Lewis (1916), la teoría del enlace de valencia(1927), la teoría de los orbitales moleculares (1928), la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (1958) y todos los métodos avanzados de química cuántica.

NUMERO DE OXIDACIÓN 

Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

Las reglas son:

  Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se  distribuyen en forma equitativa entre ellos.

 Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.

Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.

Por ejemplo: Vamos  a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.

Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismo que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.

Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es +1.

De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que permiten asignar números de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las cuales  a veces pueden ser complejas o desconocidas

TIPOS DE ENLACE 

Como dijimos al principio, el hecho de que los átomos se combinen  o enlacen para formar nuevas sustancias se explica por la tendencia a conformar estructuras más estables. De ahí que dichos enlaces químicos sean considerados como un incremento de estabilidad.

Para lograr ese estado ideal estable, los átomos pueden utilizar algún método que les acomode, eligiendo entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo o ponerlos en común junto con otros muchos.

De estas tres posibilidades nacen los tres tipos de enlace químico: iónico, covalente y metálico.

Tomando como base la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman un enlace se puede predecir el tipo de enlace que se formará:

Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2.	=	se formará un enlace iónico
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0,5 y menor a 2,0.	=	el enlace formado será covalente polar
Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0,5	=	el enlace será covalente puro (o no polar).

Enlace iónico

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.

Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.

Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.

enlace ionico de NaCl

En general, cuando el compuesto está constituido por un metal y un no-metal y además la diferencia en electronegatividades es grande, el compuesto es iónico. Es el caso del bromuro de potasio (KBr).

Propiedades de un enlace iónico

Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características especiales:

•   Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.

•   La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.

•   La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.

•   Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones),  pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

•   Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.

Enlace covalente

Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.

Enlace covalente apolar (o no polar)

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N₂ o en O₂), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar.

Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.

Enlace covalente apolar: Molécula de N₂

(Usando la Notación de Lewis)

En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos átomos del mismo elemento) , tales como H₂, O₂, N₂, F₂ y Cl₂, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir:los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO₂) es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente apolar.

Enlace covalente polar

Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual).

Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.

Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

Veamos un ejemplo:

¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?

Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una electronegatividad de 2,2  y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.

El resultado de la operación entrega 1,24 cifra que es menor que 2,0 y mayor que 0,5.

Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales distintos para definir su enlace como covalente polar.

Enlace covalente coordinado

Se establece por compartición de electrones entre dos átomos, pero sólo un átomo aporta el par de electrones compartidos.

Propiedades de los enlaces covalentes

•   Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

•   La mayoría son insolubles en disolventes polares.

•   La mayoría son solubles en disolventes apolares.

•   Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.

•   Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas.

Enlace metálico

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.

Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

Cómo se forman los enlaces covalentes no polares y polares

Al contrario de los enlaces iónicos, en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones.

El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no metales que participan en el enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.

Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno.

Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera y única capa o envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno tenderá a captar un segundo electrón.

Enlace covalente apolar entre dos átomos de hidrógeno (H)

En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H₂. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.

Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan (formando moléculas diatómicas homonucleares), tendremos un enlace no polar.

Otro ejemplo de enlace covalente apolar (no polar), pero con átomos diferentes, es el metano (CH₄).

La electronegatividad del carbono es 2,5 y la del hidrógeno es 2,1; la diferencia entre ellos es de 0,4 (menor de 0,5), por lo que el enlace se considera no polar. Además, el metano es una molécula muy simétrica, por lo que las pequeñas diferencias de electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí.

En cambio, se forma un enlace polar cuando los electrones son desigualmente compartidos (permanecen más tiempo cerca de un átomo que del otro) entre dos átomos. Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión).

Esto quiere decir que, en un enlace covalente polar los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace covalente polar es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

COMPUESTOS QUÍMICOS EXISTENTES EN LA NATURALEZA

Los Compuesto Químicos están formados por un mínimo de 2 elementos que han reaccionado entre si para dar otra sustancia diferente a los elementos iniciales (reacción química). Vamos a explicar todo esto mejor.

   Empecemos por definir lo que es un elemento. Es aquella materia que está formada por átomos todos iguales. Por ejemplo un trozo de hierro puro al verlo al microscopio, solo veremos átomos de Fe (hierro), eso quiere decir que es una sustancia pura y además simple, o lo que es lo mismo que el Fe es un elemento. Existen 144 elementos conocidos en el universo, agrupados en la tabla periódica de los elementos.

   Los compuestos químicos están formados por un mínimo de 2 elementos que han reaccionado entre si para dar otra sustancia diferente a los elementos (reacción química, que se puede conseguir con un reactor químico). Si no hubieran reaccionada formarían una mezcla (homogénea o heterogénea y no es el caso). Según lo dicho los compuestos químicos tienen átomos (de cada elemento) agrupados o lo que se llama moléculas. Por ejemplo si hacemos que reaccionen 2 átomos de hidrógeno con 1 de oxigeno, obtendríamos un compuesto químico llamado agua H2O.

Compuestos químicos comunes 

Tipo de compuesto	Fórmula	Nombre	Estado físico a temperatura ambiente	Características
Hidruros	H2O	Agua	Líquido	Es el disolvente universal y el líquido más importante de los seres vivos
	NH3	Amoniaco	Gas	Olor característico. Forma parte de muchos productos de limpieza y también se utiliza para fabricar abonos.
Óxidos no metálicos	CO2	Dióxido de carbono	Gas	Se produce en la respiración y en las combustiones. Es contaminante pero no tóxico. Responsable del efecto invernadero
	CO	Monóxido de carbono	Gas	Es tóxico: puede producir la muerte pos asfixia. Se produce en las combustiones cuando hay poco oxígeno
	SO2	Dióxido de azufre	Gas	Se producen en la combustión de los compuestos de azufre (carbón, derivados del petróleo). Son contaminantes
	SO3	Trióxido de azufre	Gas
	NO2	Dióxido de nitrógeno	Gas	Es venenoso. Se produce en la combustión de compuestos que contienen nitrógeno (derivados del petróleo). Es contaminante.
Óxidos metálicos	FeO	Óxido de hierro (II)	Sólido	Se forman cuando se oxida el metal hierro. Producen la herrumbre
	Fe2O3	Óxido de hierro (III)	Sólido
Ácidos	HCl	Ácido colrhídrico	Gas	Lo segregamos en el estómago para hacer la digestión. Cuando se produce en exceso sentimos Aacidez de estómago@ Disoluciones diluidas de éste ácido se venden como agua fuerte, un producto para limpiar metales
	HNO3	Ácido nítrico	Líquido	Se utiliza para fabricar abonos, explosivos, etc Responsable de la lluvia ácida
	H2SO4	Ácido sulfúrico	Líquido denso	Gran importancia como producto industrial. Principal responsable de la lluvia ácida
Hidróxidos	NaOH	Hidróxido de sodio	Sólido	Sólidos conocidos también como sosa y potasa. Forman parte de muchos productos de limpieza como la lejía La sosa se usa en la fabricación del jabón
	KOH	Hidróxido de potasio	Sólido
	Al(OH)3	Hidróxido de aluminio	Sólido	Sólido que se utiliza para fabricar antiácidos, sustancias que se forman cuando se sufre ardor de estómago
Sales	NaCl	Cloruro de sodio	Sólido	Es el compuesto conocido como sal común. Es el condimento más empleado al cocinar
	CaCl2	Cloruro de calcio	Sólido	Absorbe la humedad. Se utiliza como desecante en embalajes
	CaCO3	Carbonato de calcio	Sólido	Es el compuesto que forma el mármol. Es insoluble en agua, pero lo atacan los ácidos
	NaHCO3	Bicarbonato de sodio	Sólido	Se utiliza para combatir la acidez  de estómago y también como levadura en panadería
	CuSO4	Sulfato de cobre (II)	Sólido	Se usa como producto fitosanitario; se rocían las vides con una disolución de sulfato de cobre para protegerlas del mildiu, un hongo que las ataca
	KNO3	Nitrato de potasio	Sólido	Se emplea como abono