Carta formal Una carta formal



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Carta formal

Una carta formal es la comunicación entre dos personas que no se conocen o en la que el tema a tratar obliga a la utilización del lenguaje formal. Suelen utilizar ciertas frases comunes para dirigirse a quien se envía la carta denominadas fórmulas de cortesía.



Formato

Todas las cartas formales deben cumplir con cierta estructura básica:



  • Lugar y fecha: Indican dónde se encuentra la persona que envía la carta y qué día la escribe.

  • Asunto:Es la oracion donde le dice al destinatario el porque escribe la carta.

  • Nombre del destinatario: Se debe anotar el nombre completo del destinatario, al igual que su grado académico (Dr., Ing., Prof., etc.) y el puesto que ocupa.

  • Saludo o vocativo: Es una forma cortés en que una persona hace notar su presencia cuando comienza una conversacion.

  • Firma: Es el nombre de la persona que envía la carta.

  • Cuerpo de la carta: Es la parte más importante de la carta. Es donde se desarrolla el mensaje.

  • Se debe dejar un espacio de dos renglones entre la fecha y el destinatario.

Las cartas se colocan en un sobre para ser enviadas a través del correo. Debe contener los datos del remitente en el reverso y del destinatario en el anverso:

  • Nombre y apellido del remitente o destinatario.

  • Dirección, localidad y código postal.

Uso de la carta formal

La carta formal se utiliza principalmente cuando el destinatario es una persona que no conocemos, que ocupa un puesto importante (gobernador, maestro, director escolar, etc.), solicitando algún favor o servicio y cuando sea necesario utilizar este lenguaje respecto al tema.



Características

  • Se utiliza un lenguaje formal.

  • Es breve y precisa.

  • Se organiza con claridad, concisión, precisión y exactitud.

  • Busca dar información completa.

  • Cómo Redactar una Carta Formal

    1.- De ser posible, utilice encabezados y/o membretes. Así, su lector podrá entender más rápida y fácilmente el motivo de su carta, fax o memorándum.



  • 2.- Piense y decida qué es lo quiere comunicar antes de escribir su carta. De no ser así, probablemente sus frases redundarán hasta que pueda pensar en alguna forma de terminarlas. En otras palabras, siempre debe planear por adelantado lo que quiere decir.

  • 3.- Cuando sea posible (casi siempre lo es), use frases cortas, de forma que su Carta Formal pueda ser comprendida a la primera lectura.

  • 4.- Ponga ideas diferentes en párrafos separados. En algunos casos se recomienda numerar los diferentes párrafos de la Carta Formal para facilitar la lectura y comprensión.

  • 5.- Use palabras que todo mundo pueda entender; siempre acorde al tono, estilo y nivel de formalidad de la carta formal que está redactando.

  • 6.- Las tres “C”s para una buena redacción:

  • - Su carta debe ser CLARA - Su lector debe entender exactamente el mensaje.

  • - Su carta debe estar COMPLETA - Su lector debe recibir toda la información necesaria.

  • - Su carta debe ser CONCISA - Su lector probablemente es una persona ocupada.

  • Modelo de Carta Formal


  • México, D.F., 8 de mayo de 1998
    Asunto : Solicitud de conferencia

  • Sr. Alejandro Encinas
    Secretario del Medio Ambiente

  • Presente:

  • Los alumnos de sexto año de la escuela "Gabino Barreda", estamos interesados en conocer e investigar acerca de las medidas que su dependencia realiza para mejorar las condiciones actuales del ambiente. Por lo cual solicitamos a usted una visita y una conferencia en nuestra escuela como parte de la "Semana por el ambiente", que se llevará a cabo del 4 al 18 de junio. Nuestro evento no tiene fines publicitarios ni lucrativos, solamente deseamos difundir las causas del problema y plantear algunas soluciones.

  • Agradecemos de antemano la atención que le brinde a nuestra solicitud.

  • Atentamente

  • Los alumnos de sexto grado
    de la escuela "Gabino Barreda".

La persona de los verbos

Las formas verbales pueden estar en primera, segunda o tercera persona.



  • Una forma verbal está en primera persona cuando la acción la realiza el hablante solo o con otros.

yo juego, nosotros(as) lavamos.

  • Una forma verbal está en segunda persona cuando la acción la realiza el oyente solo o con otras personas distintas del hablante.

juegas, vosotros(as) laváis

  • Una forma verbal está en tercera persona cuando la acción es realizada por una o varias personas distintas del hablante y el oyente.

él juega, ella juega, usted juega, ellos lavan, ellas lavan, ustedes lavan

La comunicación persuasiva es la intención consciente de un individuo por cambiar la conducta de otro individuo o grupo de éstos mediante el uso de algun mensaje.Se considera también a la comunicación persuasiva como la intención consciente por modificar el pensamiento y la acción, manipulando los móviles de los hombres hacia fines predeterminados.En esta definición se destaca la importancia de que el persuasor debe tener la intención consciente de convencer o cambiar algun aspecto sociológico o conducta de su oyente, entonces podríamos decir que la persuasión en sí se aplicaría solo en aquellas situaciones en las que una parte intenta conscientemente influir en la otra.Existen ocasiones en que una parte no trata de influir en la otra, pero el receptor igualmente es influido por lo que diga o haga la fuente emisora. Este hecho, a pesar de parecer persuasión, no se puede considerar como tal, pues en la definición anteriormente dada deja claro que la persuasión no es tal sin el factor de la intención; de modo que cuando un receptor o grupo de personas simplemente se adapta a las actitudes y/o conductas de la fuente, la cual no tenía intención de transmitir sus conductas ni influir en las de sus oyentes no se puede incluir bajo el rubro general de persuasión.A partir de las ideas aquí expuestas podemos considerar a la comunicación persuasiva como una posición exclusivamente limitada a la fuente. Hay dos situaciones, las cuales se expondrán a continuación, relevantes dentro de la persuasión: una de ellas es aquella en la cual tanto el emisor como el receptor están conscientes de estar involucrados en una tentativa de persuasión; y la situación en que de una u otra forma la intención de influenciar es tácita.En el primer caso, en algunas situaciones los que hablan pueden aumentar su credibilidad admitiendo que desean influir en sus oyentes, pues de esta forma se ven como personas honestas e íntegras. En el segundo caso se recurre al llamado "encubrimiento", es decir, ocultar la intención de influir. El encubrimiento puede considerarse como una estrategia inteligente que pueden usar los comunicadores persuasivos, esto por el hecho de que sí acaso el emisor trata de influir abiertamente sobre otra ésta adopta una actitud defensiva, y lo más sensato sería que la fuente ocultara su intención de influir.El proceso de persuasión es muy complejo, además de ser una cuestión dependiente de la fuente, la comunicación persuasiva reconoce diferentes situaciones que apuntan a su vez a diferentes procesos psicológicos encerrados en objetivos y reconoce que múltiples resultados definen el éxito o fracaso de cualquier intento persuasivo.

Apelativa: Es aquella que nos revela la intención del emisor de mover a laApelativa acción, de persuadir o disuadir. Una orden, una invitación, una exhortación, etc. Ejemplos: Disculpe, ¿me puede prestar su teléfono? . Ándale mamá, préstame el carro. Juan, ¡explícame la tarea por favor!

QUIMICA


Un enlace químico es el proceso físico 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 electrodinámica cuántica.[1] Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su descripción del enlace químico. 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 la estructura de la materia.

Enlace covalente

Un enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos o mas átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.

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 químico 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 puede compartirse uno, dos o tres electrónes, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple. En representación de Lewis estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.



Tipos de enlace covalente

Existen dos tipos de sustancias covalentes:



Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:

  • Temperaturas de fusión y ebullición bajas.

  • En condiciones normales (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosas

  • Son blandos en estado sólido.

  • Son aislantes de corriente eléctrica y calor.

  • Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).

Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:

  • Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.

  • Son sólidos

  • Son sustancias muy duras (excepto el grafito).

  • Son aislantes (excepto el grafito).

  • Son insolubles.

  • Son neocloridas

simples: forma un electron molecular

Definicion del enlace covalente


Considérense átomos del hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han solapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico.Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente puro; para una diferencia de electronegatividades de 1,7 el carácter iónico alcanza ya el 35%, y para una diferencia de 3, será del 49.5%.Así pues, para diferencias de electronegativades mayores de 3 el enlace será predominantemente de carácter iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor con los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando está entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H. No obstante, según el químico Raymond Chang, esta diferencia de electronegatividad entre los átomos debe ser 2,0 o mayor para que el enlace sea considerado iónico (Chang, 371).(bibliografía abajo)Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar. Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.

Enlace iónico

En química, el enlace iónico es una unión que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro.Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto adquieren 8 electrones en su capa más exterior. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.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 menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.[1]Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia de electronegatividad de ΔEN = 1,7 o mayor. Este tipo de enlace fue propuesto por W. Kossel en 1916.En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:

NaCl → Na+Cl-

De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones.En una solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como: Na+ + Cl-, mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan: Na+Cl- o simplemente NaCl.



Características

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Enlace iónico en el NaCl.



Algunas características de este tipo de enlace son:

  • Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.

  • Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)[2] 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, como en agua y otras disoluciones acuosas.

  • Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la 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.



  • La polaridad química o sólo polaridad es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la misma. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades como la solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición, fuerzas intermoleculares, etc. Una molecula polar puede ser NaCl que es muy polar y puede disociar con agua que a la vez es sumamente polar.

  • Al formarse una molécula de modo covalente el par de electrones tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad. Esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que forman el enlace (se forma un dipolo eléctrico). El enlace es más polar cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los átomos que se enlazan; así pues, dos átomos iguales atraerán al par de electrones covalente con la misma fuerza (establecida por la Ley de Coulomb) y los electrones permanecerán en el centro haciendo que el enlace sea apolar.

  • Pero un enlace polar no requiere siempre una molécula polar; para averiguar si una molécula es polar hay que atender a la cantidad de enlaces polares y la estructura de la molécula. Para ello es necesario determinar un parámetro físico llamado momento dipolar eléctrico del dipolo eléctrico. Se define como una magnitud vectorial con módulo igual al producto de la carga q por la distancia que las separa d, cuya dirección es la recta que las une, y cuyo sentido va de la carga negativa a la positiva. Esta magnitud es, por tanto, un vector; y la polaridad será la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces.

  • De esta manera una molécula que sólo contiene enlaces apolares es siempre apolar, ya que los momentos dipolares de sus enlaces son nulos. En moléculas diatómicas son apolares las moléculas formadas por un solo elemento o elementos con diferencia de electronegatividad muy reducida.

  • Serán también apolares las moléculas simétricas por el mismo motivo. El agua, por ejemplo, es una molécula fuertemente polar ya que los momentos dipolares de los enlaces dispuestos en "V" se suman ofreciendo una densidad de carga negativa en el oxígeno y dejando los hidrógenos casi sin electrones.

  • La polaridad es una característica muy importante ya que puede ayudarnos a reconocer moléculas (por ejemplo a diferenciar el trans-dicloroetano que es apolar y el cis-dicloroetano que es fuertemente polar). También es importante en disoluciones ya que un disolvente polar solo disuelve otras sustancias polares y un disolvente apolar solo disuelve sustancias apolares ("semejante disuelve a semejante"). Aunque la polaridad de un disolvente depende de muchos factores, puede definirse como su capacidad para solvatar y estabilizar cargas. Por último la polaridad influye en el estado de agregación de las sustancias así como en termodinámica, ya que las moléculas polares ofrecen fuerzas intermoleculares (llamadas fuerzas de atracción dipolo-dipolo) además de las fuerzas de dispersión o fuerza de London.

  • Polar: Cuando la electronegatividad de los compuestos que se unen es cuantitativamente diferente y por lo tanto los electrónes se mantendrán cerca del núcleo más electronegativo mayor tiempo. Por ello se pueden definir un polo negativo (donde la densidad de electrones es mayor) y un polo positivo (donde es menor) ej: O-H

  • Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes 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). En un enlace polar covalente, 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 polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

  • Molecule-H2O spanish caption2 Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.

  • Pero un enlace polar no requiere siempre una molécula polar, para averiguar si una molécula es polar hay que atender a la cantidad de enlaces polares y la estructurade la molécula. Para ello es necesario determinar un parámetro físico llamado momento dipolar eléctrico del productode la carga q por la distancia que las separa d, cuya dirección es la recta que las une, y cuyo sentido va de la carga negativa a la positiva. Esta magnitud es, por tanto, un vector; y la polaridad será la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces.

  • De esta manera una molécula que sólo contiene enlaces apolares es siempre apolar, ya que los momentos dipolares de sus enlaces son nulos. En moléculas diatómicas son apolares las moléculas formadas por un solo elemento o elementos con diferencia de electronegatividad muy reducida. Serán también apolares las moléculas simétricas por el mismo motivo. El agua, por ejemplo, es una molécula fuertemente polar ya que los momentos dipolares de los enlaces dispuestos en V se suman ofreciendo una densidad de carga negativa en el oxígeno y dejando los hidrógenos casi sin electrones.

  • La polaridad es una característica muy importante ya que puede ayudarnos a reconocer moléculas (por ejemplo a diferenciar el trans-dicloroetano que es apolar y el cis-dicloroetano que es fuertemente polar). También es importante en disoluciones ya que un disolvente polar solo disuelve otras sustancias polares y un disolvente apolar solo disuelve sustancias apolares ("Semejante disuelve a semejante"). Por último la polaridad influye en el estado de agregación de las sustancias así como en termodinámica, ya que las moléculas polares ofrecen fuerzas intermoleculares (llamadas fuerzas de atracción dipolo-dipolo) además de las fuerzas de dispersión o fuerza de London.

  • Momento dipolar: Sedefine como momento dipolar químico (μ) a la medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos, es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica. Está definido como el producto entre la distancia d que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargas iguales y opuestas en un enlace químico:

  • Ejemplo:

  • \begin{matrix} cucl_2 \bullet 4h_2o \; \xrightarrow[{\delta}_{(calor)}]{\qquad \qquad \qquad} \; cucl_2 + 4h_2o \\ \text{cloruro de cobre(ii) tetrahidratado} \qquad \qquad \text{cloruro de cobre(ii) anhidro + agua} \end{matrix} \,\!

  • ENLACE METÁLICO.

  • Los electrones negativos se distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o deslocalizados con los iones plata positivos. Esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables B(como se muestra en la ilustración) porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales.

  • Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero se pueden mover a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
  • 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. 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. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.



  • ENLACE COVALENTE COORDINADO

  • El agua mantiene prácticamente invariable su estructura molecular en el hidrato, al estar unida al compuesto anhidro mediante enlaces covalentes coordinados a través de uno de los pares de electrones solitarios del oxígeno y, a veces, mediante enlaces de hidrógeno.

  • En los compuestos de coordinación, el metal suele ser un metal de transición . Las moléculas neutras o iones negativos se denominan ligandos y forman enlaces con el metal a través de sus pares de electrones libres; estos enlaces son covalentes de tipo dativo (aquéllos en los que los dos electrones del enlace provienen de uno sólo de los átomos implicados en el enlace). Son ligandos habituales el amoníaco (NH3), el agua (H2O), los iones cloruro (Cl-) y los iones hidróxido (OH-). Los complejos pueden estar cargados positiva o negativamente, o también pueden ser neutros, dependiendo de la suma de las cargas del metal y los ligandos. El número de ligandos que rodean al metal recibe el nombre de número o índice de coordinación del complejo. Los números o índices de coordinación más habituales son 4 y 6. Los complejos tetracoordinados suelen ser cuadrados o tetraédricos, mientras que los hexacoordinados son octaédricos. A continuación se muestran algunos ejemplos.

  • El cis-platino es una molécula tetracoordinada planocuadrada, y se utiliza en la quimioterapia anticancerígena. Es eléctricamente neutra: el platino está en forma de ion con carga +2, los dos ligandos amoníaco son neutros y los dos cloruros poseen una carga negativa cada uno.

  • El anión tetraédrico tetraclorocobalto (II) posee carga negativa porque el ion cobalto (Co2+) está rodeado de cuatro ligandos cloruro con una carga negativa cada uno.

  • El catión hexaacuoníquel (II) tiene carga positiva, ya que el ion Ni2+ está rodeado por seis moléculas de agua neutras dispuestas en las esquinas de un octaedro.

  • Enlace por puente de hidrógeno

  • http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/2d/hydrogen_bond_quadruple_angewcheminted_1998_v37_p75.jpg/300px-hydrogen_bond_quadruple_angewcheminted_1998_v37_p75.jpg

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  • Ejemplo de enlace de hidrógeno intermolecular en un complejo dimérico autoensamblado molecular reportado por Meijer y colaboradores.[1]

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  • Enlace de hidrógeno intramolecular en la acetilacetona, que ayuda a estabilizar el tautómero enol

  • Un enlace de hidrógeno es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno). La energía de un enlace de hidrógeno (típicamente de 5 a 30 kJ/mol) es comparable a la de los enlaces covalentes débiles (155 kJ/mol), y un enlace covalente típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular. Estos enlaces pueden ocurrir entre moléculas (intermolecularidad), o entre diferentes partes de una misma molécula (intramolecularidad).[2] El enlace de hidrógeno es una fuerza de van der Waals dipolo-dipolo fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. El enlace de hidrógeno está en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una simple atracción electrostática intermolecular. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.

  • El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del agua (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros hidruros de calcógenos. El enlace de hidrógeno intramolecular es responsable parcialmente de la estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos.

Un átomo de hidrógeno unido a un átomo relativamente electronegativo es un átomo donante del enlace de hidrógeno.[3] Este átomo electronegativo suele ser flúor, oxígeno o nitrógeno. Un átomo electronegativo tal como el flúor, oxígeno o nitrógeno es un aceptor de enlace de hidrógeno, sin importar si está enlazado covalentemente o no a un átomo de hidrógeno. Un ejemplo de un donante de enlace de hidrógeno es el etanol, que tiene un átomo de hidrógeno enlazado covalentemente al oxígeno; un ejemplo de aceptor de enlace de hidrógeno que no tiene un átomo de hidrógeno enlazado covalentemente a él es el átomo de oxígeno en el éter dietílico.
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Ejemplos de grupos donantes de enlace de hidrógeno, y grupos aceptores de enlace de hidrógeno



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Los ácidos carboxílicos suelen formar dímeros en la fase de vapor

El carbono también puede participar en enlaces de hidrógeno, cuando el átomo de carbono está enlazado a algunos átomos electronegativos, como en el caso de cloroformo, CHCl3. El átomo electronegativo atrae la nube electrónica alrededor del núcleo de hidrógeno y, al decentralizar la nube, deja al átomo con una carga positiva parcial. Debido al pequeño tamaño del hidrógeno en comparación a otros átomos y moléculas, la carga resultante, aunque sólo parcial, no representa una gran densidad de carga. Un enlace de hidrógeno resulta cuando esta densidad de carga positiva fuerte atrae a un par libre de electrones de otro heteroátomo, que se convierte en el aceptor de enlace de hidrógeno.

El enlace de hidrógeno suele ser descrito como una interacción electrostática dipolo-dipolo. Sin embargo, también tiene algunas características del enlace covalente: es direccional, fuerte, produce distancias interatómicas menores que la suma de los radios de van der Waals, y usualmente involucra un número limitado de compañeros de interacción, que puede ser interpretado como un tipo de valencia. Estas características covalentes son más significativas cuando los aceptores se unen a átomos de hidrógeno de donantes más electronegativos.

La naturaleza parcialmente covalente de un enlace de hidrógeno da origen a las preguntas: "¿A qué molécula pertenece el núcleo de hidrógeno?" y "¿Cuál debería ser etiquetado como 'donante' y cuál como 'aceptor'?" Generalmente, es fácil determinar esto basándose simplemente en las distancias interatómicas del sistema X—H...Y: típicamente, la distancia X—H es ~1.1 Å, mientras que la distancia H...Y es ~ 1.6 a 2.0 Å. Los líquidos que muestran enlace de hidrógeno se llaman líquidos asociativos.

Los enlaces de hidrógeno pueden variar en fuerza, desde muy débiles (1-2 kJ mol−1) a extremadamente fuertes (>155 kJ mol−1), como en el ion HF2.[4] Algunos valores típicos incluyen:



  • F—H...F (155 kJ/mol)

  • O—H...N (29 kJ/mol)

  • O—H...O (21 kJ/mol)

  • N—H...N (13 kJ/mol)

  • N—H...O (8 kJ/mol)

  • HO—H...:OH3+ (18 kJ/mol[5] ) (Información obtenida usando dinámica molecular como se detalla en la referencia, y debería ser comparada con 7.9 kJ/mol para agua en bruto, obtenida también usando la misma dinámica molecular.)



Ejemplos de enlace covalente:

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/c7/covalent.es.svg/250px-covalent.es.svg.png http://4.bp.blogspot.com/_8dibgrvehqu/tphsze8jbki/aaaaaaaaaao/ds7pooa219q/s1600/enlace2.png

Enlace metalico:



http://3.bp.blogspot.com/-nli4ls1seag/tve46h60k8i/aaaaaaaaaao/ymhvbyzrtqm/s1600/enlace+metalico.png http://html.rincondelvago.com/000287371.png

Ionico:http://www.cfkeep.org/html/phpthumb.php?src=/uploads/ionico.jpg&aoe=1&w=640 http://www.educarchile.cl/userfiles/p0001/image/mod_2_contenidos_estudiantes_ciencias_quimica/quimica_cambio_1.jpg

Polar:

http://questgarden.com/23/37/0/060430113753/images/agua.gif http://t1.gstatic.com/images?q=tbn:and9gctwybwjgfftmvhfjt8gox8uc7ump_wjv1yzpnoi2dviklj-jnbn0q&t=1

No polar:



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Coordinado



http://payala.mayo.uson.mx/qonline/simple_coordinado.jpg puente de hidrogeno

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