TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde),rubidio (Rb, rojo), etc.

MODELOS ATOMICOSDesde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

MODELOS ATOMICOS

PERIODICIDAD QUIMICALa química se dedica al estudio de los elementos y sus compuestos. En la actualidad se conocen más de 100 elementos cuyas combinaciones entre sí forman miles de compuestos diferentes, pero su estudio sería sumamente complicado y tendría un conjunto de hechos separados si no fuera porque los científicos han descubierto muchas semejanzas que se repitan de manera regular en el comportamiento de los diferentes elementos químicos, y por que han desarrollado diversas teorías que tratan de explicarlas, esto permite comprender no solo el comportamiento químico de los elementos, si no también de los innumerables compuestos que forman.Al observar semejanzas físicas y químicas entre los elementos conocidos, fue necesario encontrar un sistema que permitiera ordenarlos y agruparlos. Entre los sistemas de clasificación que se han propuesto, debe mencionarse el de Mendeleiev, quien señaló que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos.Esta tabla periódica conste de 7 periodos (arreglo horizontal) y 18 columnas llamadas grupos (arreglo vertical), que están subdivididos en subgrupos A y B.Años más tarde, Werner modificó la clasificación de Mendeleiev, separando los subgrupos A y B. La “tabla larga” de Werner es una de las que más se utilizan actualmente, con algunas adaptaciones, y coincide con las configuraciones electrónicas de los elementos.Este sistema periódico se rige por la ley periódica de Moseley: las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos.Moseley demostró experimentalmente que en el átomo existe una cantidad fundamental que varía en forma escalonada de un elemento a otro y que fue llamada “número atómico”.+

http://www.youtube.com/watch?v=z_SjCm-Tgjg&feature=related

HISTORIA DEL SISTEMA PERIODICO

Triadas de Dobereiner A principios del Siglo XIX, Dalton propuso su teoría atómica, y años más tarde, Proust

formuló que las masas atómicas de los elementos son múltiplos de la masa del hidrógenos. Una consecuencia de estos hechos fue el descubrimiento de un gran numero de elementos. A medida que el número de elementos conocidos aumenta se observaron semejanzas físicas y químicas entre ellos y fue necesario encontrar un sistema que permitiera ordenarlos y agrupar aquellos que tuvieran un comportamiento similar.

La primera clasificación basada en las propiedades atómicas fue propuesta por Dobereiner, quien en 1817 informó que existía cierta relación entre los pesos atómicos de los elementos químicamente análogos cuando se agrupan en tríadas, es decir, en grupos de tres, y presentan dos situaciones.

1.- Sus pesos atómicos son casi idénticos 2.- El peso del elemento central tiene un valor muy cercano al promedio de los otros

dos. Fe, Co, Ni Ca, Sr, Ba Cl, Br, I Li, Na,

CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera

que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridad es químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica:

 Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamadas triadas.  John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos se

encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

 Dimitri  Mendeleiev y Lothar Meyer: Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos de tal

manera que aquellos de propiedades similares que daban ubicados en el mismo grupo. • TABLA PERIÓDICA ACTUAL En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los

elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.  Ley periódica : →" Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos "Lo que significa

que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.

CLASIFICACIÓN DE NEWLANDS

En 1863, el químico inglés J. A. Newlands vislumbró algunas de las bases de las clasificaciones periódicas que propuso en su ley de las octavas :

" si se ordenan los elementos de acuerdo con sus pesos atómicos, el octavo elemento contado a partir de uno de ellos, es una especie de repetición del primero , como la octava nota en la escala musical " .

I II III IV V VI VII VIII Li Be B C N O F Ne - - - -

RADIO ATOMICO

El Radio atómico: esta definido como mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, estos están relacionadas con el tamaño de los átomos.

Los radios atómicos: se caracteriza en gran medida por la fuertemente atracción entre el núcleo sobre los electrones.

Cuanta mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico.

Dentro del periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva.

A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico.

EXPLICACION DEL RADIO ATOMICO

http://www.youtube.com/watch?v=QAnbQh3o00M.

http://www.youtube.com/watch?v=VCLwzkjml6E&feature=related

ESTRUCTURA DE LEWIS

La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece

Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.

REGLA DEL OCTETO

La regla del octeto establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (última 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. Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. 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 búsqueda de tal estabilidad.

Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.

Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en subniveles.

ENLACE QUÍMICO

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (ver valencia). En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente

 

También es la fuerza existente dos o mas átomos que los mantiene unidos en las moléculas.Al producirse un acercamiento entre dos o mas átomos , puede darse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos y el núcleo de uno u otro átomo.Si esta fuerza llega a ser  lo suficientemente grande para mantener los átomos unidos ,  se ha formado un enlace quimico.

ENLACE IONICO

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose eniones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones.

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menol y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.

Características      Enlace iónico en el NaCl.Algunas características de este tipo de enlace son:•Ruptura de núcleo masivo.•Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.•Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C) y ebullición.•Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.•Son solubles en agua y otras disoluciones acuosas.•Una vez en solución acuosa, son excelentes conductores de electricidad.•En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona.

COMPUESTOS DE ENLACES IONICOS

Los siguientes compuestos presentan enlaces iónicos:

NaCl (cloruro de sodio), KI (ioduro de potasio), CaCl2 (cloruro de calcio), FeO (óxido de hierro (II)), MnO2 (manganesa), Li3N (nitruro de litio), CaC2 (acetiluro de calcio), Ca3P2 (fosfuro de calcio) y AgCl (cloruro de plata)

El enlace iónico se establece principalmente entre átomosde los grupos:I A - VI A II A - VI AI A - VII A II A - VII AEjemplo: la sal de mesa (NaCl), el salitre (KNO3), el sulfatode cobre (CuSO4).

ENLACE COVALENTE POLAR

En la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen diferentes electronegatividades, y como resultado, un átomo tiene mayor fuerza de atracción por el par de electrones compartido que el otro átomo. En general, cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual. Un enlace covalente en el que los electrones se comparten desigualmente se denomina enlace covalente polar.

El término polar significa que hay separación de cargas. Un lado del enlace covalente es más negativo que el otro. Para ilustrar una molécula que tiene un enlace covalente polar, consideremos la molécula de ácido clorhídrico.

Enlace Covalente en el Cloruro de Hidrógeno, HCl Cuando un átomo de H se una a un átomo de Cl, se produce un enlace covalente polar

simple: En el cloruro de hidrógeno se comparten un electrón del átomo de H y un electrón del

átomo de Cl, lo cual da al H y al Cl la configuración estable de gas noble. Sin embargo, puesto que la electronegatividad del Cl (3.0) es mayor que la electronegatividad del H (2.2), el átomo de Cl atrae con mayor fuerza el par de electrones compartidos que el átomo de H. Esta atracción desigual produce un dipolo en la molécula. Existe un dipolo cuando hay una separación cargas. Para mostrar que hay un dipolo, se escribe la letra griega delta, , seguida por los signos más (+) o menos (-) para indicar cuál átomo es más positivo y cuál es más negativo.

El Enlace Covalente se presenta cuando dos átomos comparten electrones para estabilizar la unión.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro; en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

Características del enlace covalente polarEnlace sencillo: se comparten 2 electrones de la capa de valencia.Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en dos pares, de la capa de valencia.Enlace triple: se comparten 6 electrones de la capa de valencia en 3 pares.Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones de la capa de valencia en 4 pares .Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones de la capa de valencia en 5 pares.En general cuando un átomo comparte los dos electrones para uno solo se llama enlace covalente dativo y se suele representar con una flecha (→).

ENLACE COVALENTE NO POLAR

Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. El enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad. Un ejemplo es la molécula de hidrógeno, la cual está formada por dos átomos del mismo elemento, por lo que su diferencia es cero. Otro ejemplo, pero con átomos diferentes, es el metano. 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.

Muchas sustancias mantienen unidas sus moléculas entre sí en el seno líquido o sólido. Esto es debido, además de las condiciones de presión y temperatura, por las fuerzas de Van der Waals. Estas se producen aún en moléculas no polares por el movimiento de los electrones a través de las moléculas; en lapsos sumamente pequeños de tiempo, los electrones de las mismas se "cargan" hacia un extremo de la molécula, produciendo pequeños dipolos y manteniendo las moléculas muy cercanas entre sí

CARACTERISTICAS

- Ocurre entre átomos de no metales iguales.

- Las electronegatividades de los elementos unidos son iguales: se unen átomos del mismo elemento.

- Los electrones de valencia se comparten equitativamente: los átomos tienen la misma electronegatividad y atraen los electrones por igual, por lo que los electrones se mueven alrededor de ambos átomos. 

- La partícula que se forma es una molécula no polar: sin cargas eléctricas. 

- La diferencia de cargas entre los átomos enlazados es nula. 

- Las sustancias con este tipo de enlace se denominan “elementos moleculares”.

En este enlace los átomos de hidrógeno comparten sus electrones de valencia. El enlace se forma por la atracción de los átomos, resultado de la compartición de electrones. Cuando se unen de esta manera dos átomos de hidrógeno se forma una molécula sin cargas (molécula no polar), ya que los electrones se comparten equitativamente.

Punto de ebullición y fusión de las moléculas polares y no polaresEl punto de ebullición de un temperatura que debe alcanzar éste para pasar del estado líquido al estado proceso inverso se denomina punto de condensación. La definición exacta del punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión atmosférica. Por ejemplo, a nivel del mar la presión atmosférica es de 1 atm. o 760 mmHg, el punto de ebullición del agua a esta presión será de 100°C porque a esa temperatura la presión de vapor alcanza una presión de 1 atm.La temperatura de una sustancia o cuerpo es una medida de la moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar.Al llegar al punto de ebullición la mayoría de las moléculas es capaz de escapar desde todas partes del cuerpo, no solo la superficie. Sin embargo, para la creación de burbujas

ENLACE METALICO Es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo. En este tipo de estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Los metales generalmente presentan brillo y son maleables. Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos que los componen. La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).

LINK PARA EJERCICIOS DE ENLACES METALICOS

http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/4esofisicaquimica/4quincena8/actividades8/enlace_metalico.htm

PUENTES DE HIDROGENOEl puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas  parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras  4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que  hace al agua un líquido muy especial.

Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos electronegativos. Cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente, a una átomo electronegativo, ej.  Oxígeno o Nitrógeno, asume una densidad (d) de carga positiva, debido a la elevada electronegatividad del átomo vecino. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de Hidrógeno susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de Oxígeno o Nitrógeno

El enlace de por puente de hidrógeno en realidad no es un enlace propiamente dicho, sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes polares.

El átomo con mayor electronegatividad atraerá hacia si los electrones del enlace, formándose un dipolo negativo, mientras que el átomo de hidrógeno, al ceder parcialmente sus electrones, genera un dipolo de carga positiva en su entorno. Estas cargas opuestas se atraen.El puente de hidrógeno es un caso especial de la interacción dipolo-dipolo. El enlace por puente de hidrógeno puede ser intermolecular (en el caso del agua por ejemplo) o puede darse también dentro de una misma molécula, siendo denominado en este caso puente de

hidrógeno intramolecular.

ELECTRONEGATIVIDADLa electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.     Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados  en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos  electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.        Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.El método sugerido por el profesor R.S. Mulliken promedia los valores del potencial de ionización y afinidad electrónica de un elemento:XM = 0,0085 (P.I. + A.E.)

La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste.Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico