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Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo [[no metal|no metálico]] comparte un [[par de electrones]] con otros átomos. Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que el átomo ''dador'' tenga un par de electrones libres en un orbital exterior y el átomo ''aceptor'' tenga capacidad para recibir ese par de electrones en su última capa de valencia. Este enlace tiene igual longitud y energía que otro enlace igual y es, por tanto, indistinguible. |
Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo [[no metal|no metálico]] comparte un [[par de electrones]] con otros átomos. Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que el átomo ''dador'' tenga un par de electrones libres en un orbital exterior y el átomo ''aceptor'' tenga capacidad para recibir ese par de electrones en su última capa de valencia. Este enlace tiene igual longitud y energía que otro enlace igual y es, por tanto, indistinguible. |
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Este enlace es común en los óxidos no metálicos y en los iones complejos de los metales ligeros, así como el [[Ácido sulfúrico|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]], [[Amoníaco|NH], [[Anhidrido sulfuroso|SO<sub>2</sub>]]. Es también el responsable de ciertos iones como el ion amonio (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>), donde el nitrógeno cede los dos electrones para que el cuarto hidrógeno (que previamente se habría ionizado) se una a él, de tal manera que los enlaces de los cuatro hidrógenos son iguales. Es también importante en el [[ion oxonio|ion hidronio]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) donde el oxígeno cede el par de electrones. Este último resulta interesante por dos razones: el oxigeno tendría otros dos electrones para formar otro enlace (Algo que no hace porque la molécula H<sub>4</sub>O<sup>+</sup> resultaría muy inestable) y además este ion es el resultado de la disociación de los iones H<sup>+</sup>, lo que supone que el hidronio es el ion responsable del pH. |
Este enlace es común en los óxidos no metálicos y en los iones complejos de los metales ligeros, así como el [[Ácido sulfúrico|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]], [[Amoníaco|NH<sub>3</sub>]], [[Anhidrido sulfuroso|SO<sub>2</sub>]]. Es también el responsable de ciertos iones como el ion amonio (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>), donde el nitrógeno cede los dos electrones para que el cuarto hidrógeno (que previamente se habría ionizado) se una a él, de tal manera que los enlaces de los cuatro hidrógenos son iguales. Es también importante en el [[ion oxonio|ion hidronio]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) donde el oxígeno cede el par de electrones. Este último resulta interesante por dos razones: el oxigeno tendría otros dos electrones para formar otro enlace (Algo que no hace porque la molécula H<sub>4</sub>O<sup>+</sup> resultaría muy inestable) y además este ion es el resultado de la disociación de los iones H<sup>+</sup>, lo que supone que el hidronio es el ion responsable del pH. |
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==Véase también== |
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*[[Enlace químico]] |
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[[Categoría:Enlaces químicos|Coordinación]] |
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[[Categoría:Química de coordinación]] |
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[[ar:رابطة تساهمية تناسقية]] |
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[[bs:Koordinativna veza]] |
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[[de:Koordinative Bindung]] |
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[[en:Coordinate covalent bond]] |
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[[fa:پیوند داتیو]] |
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[[fi:Koordinaatiosidos]] |
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[[fr:Liaison covalente de coordination]] |
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[[he:קשר קואורדינטיבי]] |
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[[it:Legame di coordinazione]] |
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[[ja:配位結合]] |
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[[ko:배위 결합]] |
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[[pl:Wiązanie koordynacyjne]] |
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[[ru:Донорно-акцепторная связь]] |
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[[sr:Koordinatna veza]] |
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[[th:พันธะโคออร์ดิเนตโคเวเลนต์]] |
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[[vi:Liên kết cộng hóa trị phối hợp]] |
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[[zh:配位键]] |
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Revisión del 22:53 8 jun 2009
Se denomina enlace covalente coordinado o dativo al enlace químico que se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero este par procede sólo de uno de los átomos.
Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos. Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que el átomo dador tenga un par de electrones libres en un orbital exterior y el átomo aceptor tenga capacidad para recibir ese par de electrones en su última capa de valencia. Este enlace tiene igual longitud y energía que otro enlace igual y es, por tanto, indistinguible.
Este enlace es común en los óxidos no metálicos y en los iones complejos de los metales ligeros, así como el H2SO4, NH3, SO2. Es también el responsable de ciertos iones como el ion amonio (NH4+), donde el nitrógeno cede los dos electrones para que el cuarto hidrógeno (que previamente se habría ionizado) se una a él, de tal manera que los enlaces de los cuatro hidrógenos son iguales. Es también importante en el ion hidronio (H3O+) donde el oxígeno cede el par de electrones. Este último resulta interesante por dos razones: el oxigeno tendría otros dos electrones para formar otro enlace (Algo que no hace porque la molécula H4O+ resultaría muy inestable) y además este ion es el resultado de la disociación de los iones H+, lo que supone que el hidronio es el ion responsable del pH.