1. 2 Bachillerato Curso 2011-2012IES Cristobal de Monroy1 2. Contenidos (1)1.- Por qu se unen los tomos?. Tipos de enlace.2.- Enlace inico. 2.1. Energa reticular. 2.2. Ciclo de Born-Haber. 2.3. Estructura de los compuestos inicos.2.4- Propiedades de los compuestos inicos.3.- Enlace metlico. 3.1. Modelo de deslocalizacin electrnica. 3.2. Teora de bandas. 3.3.- Propiedades de los metales.4.- El enlace covalente. 4.1. Teora de Lewis. 4.2. Resonancia. 4.3. Modelo de repulsin de pares de electrones. Geometra. 4.4. Polaridad en los enlaces y molculas. Momento dipolar. 4.5.Teora del enlace de valencia. 2 3. Contenidos (2) 4.6.- Hibridacin.4.7.- Teora de orbitales moleculares ().4.8.- Propiedades de los compuestos covalentes.5.- Enlaces intermoleculares.5.1. Fuerzas de Van der Waals.5.2. Enlace de hidrgeno.3 4. Tipos de enlaces Intramoleculares: Inico. Metlico Covalente. Intermoleculares: Fuerzas de Van de Waals Fuerzas de London o de dispersin Fuerzas dipolo-dipolo Enlaces de hidrgeno.4 5. 1.-Por qu se unen los tomos? Los tomos, molculas e iones y se unen entre s porque alhacerlo se llega a una situacin de mnima energa, lo queequivale a decir de mxima estabilidad. Son los electrones ms externos, los tambin llamadoselectrones de valencia los responsables de esta unin, aligual que de la estequiometra y geometra de lassustancias qumicas.5 6. Diagrama de energa frente adistancia interatmica 6 7. 7 8. 8 9. 2.-Enlace inico Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones yun no metal que los captura Resultan iones positivos y negativos que se mantienenunidos por atracciones electrostticas, formando redescristalinas. Las reacciones de prdida o ganancia de e se llamanreacciones de ionizacin: Ejemplo: Na 1 e Na+ O + 2e O2Reac. global: O + 2 Na O2 + 2 Na+ Formula del compuesto (emprica): Na2O 9 10. 2.1.-Energa de red (reticular) enlos compuestos inicos ( Hret o U) Es la energa desprendida en la formacin de uncompuesto inico slido a partir de sus iones en estadogaseoso. Ejemplo: En el caso de la formacin de NaCl la Ercorresponde a la reaccin: Na+ (g) + Cl (g) NaCl (s) ( Hret < 0) Es difcil de calcular por lo que se recurre a mtodosindirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conocecomo ciclo de Born y Haber. 10 11. Factores de los que depende laEnerga reticular Al ser siempre negativa consideraremos siempre valoresabsolutos. A mayor carga de los iones mayor U.Ejemplo: As el CaO (Ca2+ y O2) tendr U mayor que elNaCl (Na+ y Cl). A menor tamao de los iones mayor U.Ejemplo: As el NaCl (Na+ y Cl) tendr U mayor que elKBr (K+ y Br). 11 12. Por tanto, la energa reticular expresa la fuerza con que estn unidas las partculas de un slidocristalino y depende de la intensidad de la fuerza de interaccin entre los iones y la geometra delretculo. Cuanto menor es la distancia interinica catin-anin, mayor es la atraccin entre las cargasopuestas.Veamos la siguiente tabla, con algunos valores para Eret.12 13. 2.2.-Ciclo de Born-HaberEn 1917, Born y Haber propusieron un ciclo termodinmico para el clculo de la energa del retculo de sustancias inicas ((Eret). El clculo se realiza segn la Ley de Hess. En este ciclo, es tomada en consideracin la reaccin heterognea para la sntesis de la sal.A) Para compuestos del tipo MX (por ejemplo: NaCl, KBr, CsI etc.):13 14. 14 15. Las etapas indicadas en el ciclo de Born-Haber para el NaCl son las siguientes:Reaccin heterognea de formacin de la sal a partir de las sustancias simples. Na (s) + Cl2 (g) NaCl (s) (Hof = -411,1 kJ/mol).Vaporizacin (sublimacin) del slido metlico, que es slido a temperaturaambiente. Na (s) Na (g) (Hosub = +107,8 kJ/mol).Disociacin de la molcula diatmica de Cl2, generando tomos de cloro. Cl-Cl (g) 2 Cl (g) (Edis = +121 kJ/mol). Entonces, 1/2 Edis = 119,9 kj/mol.Ionizacin del sodio en fase gaseosa. Na (g) Na+ (g) + 1e (HPI = +495,4 kJ/mol).Formacin de Cl- en fase gaseosa. Afinidad electrnica y la energa liberada por laadicin de un electrn a un tomo en estado gaseoso.Cl (g) + 1e Cl- (g) (HAE = -348,8 kJ/mol).El balanceo entre la atraccin y la repulsin electroesttica provoca elestablecimiento de una distancia interinica de equilibrio volviendo el sistemams estable que los iones aislados.15 16. 16 17. 2.3.-Estructura cristalina de loscompuestos con enlace inico Los iones en los compuestos inicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera ms compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. INDICE DE COODINACIN Es el nmero de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado. Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su ndice de coordinacin. 17 18. Principales tipos de18estructura cristalina NaCl (cbica centrada en las caras para ambos iones) ndice de coord. para ambos iones = 6 CsCl (cbica para ambos iones) ndice de coord. para ambos iones = 8 CaF2 (cbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetradrica para el F ) ndice de coord. para el F = 4 ndice de coord. para el Ca2+ = 8 F Ca2+ Imgenes: Ed. Santillana. Qumica 2 Bachillerato 19. Estructura cristalina.Factores de los que depende. El tamao de los iones. La estequeometra que viene dada por la carga de los ionesde forma que el cristal sea neutro. Para calcular el n de tomos por celda se toma una celdaunidad y: Se divide por 8 el n de iones de los vrtices. Se divide por 4 el n de iones de las aristas. Se divide por 2 el n de iones centrales de las caras. Se suman todos y se aaden los iones del interior de la celda 19 20. Ejemplo: Calcular el n de cationes y aniones que hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF2 NaCl: Cl : 1 ion en cada vrtice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4 Na+: 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en el centro del cubo (1). En total, 3 + 1 = 4 CsCl: Cl : 1 ion en cada vrtice (8/8 = 1). En total, 1 Cs+ : 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1 CaF2: Ca2+ : 1 ion en cada vrtice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4 F : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8 Hay por tanto el doble F que Ca2+F Ca2+ 20 21. 2.4.-Propiedades de loscompuestos con enlace inico Puntos de fusin y ebullicin elevados (tanto mscuanto mayor HU) ya que para fundirlos es necesarioromper la red cristalina tan estable por la cantidad deuniones atracciones electrostticas entre iones dedistinto signo. Son slidos a temperatura ambiente. Gran dureza.(por la misma razn). Solubilidad en disolventes polares (tanto ms cuantomenor U) e insolubilidad en disolventes apolares. Conductividad en estado disuelto o fundido. Sinembargo, en estado slido no conducen la electricidad. Son frgiles. 21 22. Disolucin de un cristal inico enun disolvente polar Solubilidad de un cristal inico Grupo ANAYA. Qumica 2 Bachillerato. 22 23. Fragilidad en un cristal inico presin Grupo ANAYA. Qumica 2 Bachillerato. 23 24. 3.-Enlace metlico Las sustancias metlicas estn formadas por tomos de un mismoelemento metlico (baja electronegatividad). Los tomos del elemento metlico pierden algunos electrones,formndose un catin o resto metlico. Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones:conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen aningn tomo en particular. Los cationes se repelen entre s, pero son atrados por el mar deelectrones que hay entre ellos. Se forma as una red metlica: lassustancias metlicas tampoco estn formadas por molculas. Existen dos modelos que lo explican: Modelo del mar de electrones: Modelo de bandas: 25. FeEl modelo del mar de electrones representa al metalcomo un conjunto de cationes ocupando las posicionesfijas de la red, y los electrones libres movindose confacilidad, sin estar confinados a ningn catinespecfico25 26. 3.3.-Propiedades de loscompuestos metlicos Conducen el calor debido a la compacidad de lostomos que hace que las vibraciones en unos setransmitan con facilidad a los de al lado. Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo dela estructura de la red. La mayora son slidos. Tienen un brillo caracterstico debido a la grancantidad de niveles muy prximos de energa quehace que prcticamente absorban energa decualquier que inmediatamente emiten (reflejo ybrillo).26 27. Propiedades de los compuestosmetlicos. Son dctiles y maleables debido a que no existenenlaces con una direccin determinada. Si sedistorsiona la estructura los e vuelven a estabilizarlainterponindose entre los cationes. Son buenos conductores debido a la deslocalizacinde los e. Si se aplica el modelo de bandas, puedesuponerse que la banda vaca (de conduccin estmuy prxima a la banda en donde se encuentran lose de forma que con una mnima energa stos saltany se encuentran con una banda de conduccin libre.27 28. 4.-Enlace covalente Dos tomos unidos mediante enlace covalente tienen menosenerga que los dos tomos aislados. Al igual que en el enlace inico la formacin de un enlacecovalente va acompaada de un desprendimiento de energa. Se llama energa de enlace a la energa necesaria para romper 1mol de un determinado tipo de enlace. Es siempre endotrmica (positiva). Ejemplo: para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g) seprecisan 436 kJ, Eenlace(HH) = + 436 kJ La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llamadistancia de enlace. 29 29. 30 30. 4.1.-Teora de LewisSe basa en las siguientes hiptesis: Los tomos para conseguir 8 e en su ltima capacomparten tantos electrones como le falten paracompletar su capa (regla del octete). Cada pareja de e compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples conel mismo tomo. 31 31. Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies qumicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4+. H H |CH4C +4 HH C H ; HCH |H H HCNHC N : H | H2CO HC=O : NH4+HN+ H| H | H :O::O::O: ||H2SO4H O S O H ; HOSOH HOSOH ||:O: :O: :O:32 32. Excepciones a la teora de Lewis Molculas tipo NO y NO2 que tienen un nmeroimpar de electrones. Molculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carctercovalente en las cuales el tomo de Be o de B nollegan a tener 8 electrones. Molculas tipo PCl5 o SF6 en las que el tomo centraltiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e ). Slo en caso de que el no-metal no est en el segundoperiodo, pues a partir del tercero existen orbitales d ypuede haber ms de cuatro enlaces. 33 33. 4.2.-Resonancia. No siempre existe una nica estructura de Lewis quepueda explicarlas propiedades de una molcula oion. Por ejemplo, en el ion carbonato CO32el C debera formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencilloscon los dos O . Esto conllevara a que las distancias CO y C=Odeberan ser distintas y ngulos de enlace distintos. Por difraccin de rayos X se sabe que tanto distanciascomo los ngulos OCO son iguales.34 34. Resonancia. Para explicar tales datos, se supone que los e deenlace as como los pares electrnicos sincompartir, pueden desplazarse a lo largo de lamolcula o ion, pudiendo formar ms de unaestructura de Lewis distinta. En el caso del ion CO32, se podran formar tresestructuras de Lewis en las que el doble enlace seformara con cada uno de los tomos deoxigeno, siendo las tres vlidas. Cada una de estasformas contribuye por igual al la estructura del ionCO32, siendo la verdadera estructura una mezcla delas tres. 35 35. 36 36. 4.3.-Modelo de repulsin de pareselectrnicos y geometramolecular TRPECV Los enlaces covalentes tienen una direccin determinaday las distancias de enlace y los ngulos entre los mismospueden medirse aplicando tcnicas de difraccin derayos X. La geometra viene dada por la repulsin de los pares dee del tomo central. Las parejas de e se sitan lo ms alejadas posibles.37 37. 38 38. Gua rpida para la aplicacin de la VSEPRTablas Tabla 1: Molculas sin pares solitarios Molculas con pares solitarios Tabla 2: Con tres pares electrnicos Tabla 3: Con cuatro pares electrnicos Tabla 4: Con cinco pares electrnicos Tabla 5: Con seis pares electrnicos Tabla 6: Molculas con enlaces mltiplesEjercicios39 39. 4.4.-Polaridad en molculascovalentes. Momento dipolar. Las molculas que tienen enlaces covalentes polarestienen tomos cargados positivamente y otrosnegativamente. Cada enlace tiene un momento dipolar (magnitud vectorial que depende la diferencia deentre los tomos cuya direccin es la lnea que uneambos tomos y cuyo sentido va del menoselectronegativo al ms electronegativo).40 40. Momento dipolar (cont). Dependiendo de cmo sea de los enlaces queforman una molcula, stas se clasifican en: Molculas polares. Tienen no nulo: Molculas con un slo enlace covalente. Ej: HCl. Molculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3. Molculas apolares. Tienen nulo: Molculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.= 0. Ej: CH4, CO2.41 41. Molculas covalentes Si el enlace es apolar: molculas apolares (H2, O2,F2) Si el enlace es polar: Molculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes) Molculas apolares (CO2) (simetra espacial) 42. Momentos dipolares.Geometra molecular. CO2 BF3CH4H2ONH3 43 43. Cuestin deEjemplo: a) Ordene segn la polaridadSelectividad creciente, (Junio 98)basndote en los valores de electronegatividadesde la tabla adjunta, los enlaces siguiente: HF, HO, HN, HC, CO yCClElemento FO Cl N C S HElectronegat.4,03,5 3,03,0 2,5 2,5 2,1b) la polaridad de la molcula de CH4 ser igual o distinta de la deCCl4? a) HC < CCl < HN < CO < HO < HF b) El CH4 es globalmente apolar ( = 0) pues la suma vectorial de los dipolos de cada enlace (dirigidos hacia el centro) se anula debido a sus geometra tetradrica.El CCl4 es igualmente apolar por la misma razn; sinembargo los dipolos de los enlaces estn en estaocasin dirigidos hacia fuera. 44 44. Ejercicio C: Cuatro elementos diferentesA,B,C,D tienenCuestin de atmico 6, 9,13 y 19 respectivamente. Se desea saber: a) ElnmeroSelectividad de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Sunmero(Septiembre 97)clasificacin en metales y no metales. c) La frmula de los compuestosque B puede formar con los dems ordenndolos del ms inico al mscovalente.a) AZ=62-4 b) No metal BZ=92-7No metal CZ = 13 2-8-3Metal DZ = 19 2-8-8-1Metalc) DB (ms inico) CB3 AB4 (ms covalente)45 45. En la actualidad existen dos teoras para explicar el enlacecovalente: la Teora del Enlace de Valencia y la Teora deOrbitales Moleculares. Es preciso hacer notar que ninguna de lasdos teoras es "mejor" que la otra, y que cada una de ellas puedeser ms adecuada en funcin del parmetro, del clculo o de lapropiedad que se est estudiando. As, por ejemplo, si se trata dedeterminar la geometra molecular o la energa de disociacin,propiedades del estado fundamental de la molcula, es msconveniente emplear la Teora del Enlace de Valencia. Encambio, si se trata de explicar las propiedades espectroscpicas,es preferible emplear la Teora de Orbitales Moleculares. Enrealidad ambas teoras son incluso complementarias, hasta talpunto que no utilizar ambas supondra limitar las herramientasdisponibles para el estudio del enlace. 46 46. 4.5.-Teora del enlace de valencia(E.V.) Se basa en la suposicin de que los enlaces covalentes seproducen por solapamiento de los orbitales atmicos dedistintos tomos y emparejamiento de los e de orbitalessemiocupados. As, 2 tomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e desapareadoen un orbital s y formaran un orbital molecular endonde alojaran los 2 e . Se llama covalencia al n de e desapareados y portanto al n de enlaces que un tomo forma.47 47. Enlace covalente simple. Se produce un nico solapamiento de orbitales atmicos.Es frontal y se llama (sigma). Puede ser: a) Entre dos orbitales s b) Entre un orbital s y uno p c) Entre dos orbitales p. Grupo ANAYA S.A. Qumica 2 Bachillerato 48 48. Enlace covalente mltiple. Se producen dos o tres solapamientos de orbitalesatmicos entre dos tomos. Siempre hay un enlace frontal (slo 1). Si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral (pi). Si el enlace es triple,existe un solapa-miento ydos . Grupo ANAYA S.A. Qumica 2 Bachillerato49 49. 4.6.-Hibridacin de orbitalesatmicos. Para explicar la geometra de la molculas (ngulos ydistancia) y la covalencia de ciertos tomos se formul lateora de la hibridacin. As, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces encompuestos como el CH4 y en la mayora de compuestosque forma (para ello precisa promocionar el e del orbital2s al 2p y a continuacin formar 4 orbitales de igualenerga a partir del 2s y de los 3 orb. 2p). Los tipos de hibridacin se utilizan fundamentalmente enqumica orgnica, si bien no es exclusiva de compuestosorgnicos.50 50. Hibridacin (cont). Se hibridan: Los orbitales atmicos que van a formar enlaces Las parejas de e sin compartir. No se hibridan: Los orbitales atmicos que van a formar el segundo otercer enlace. Los orbitales atmicos vacos. 51 51. Tipos de hibridacin sp3 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano 3 enlaces sencillos + 1 par e sin compartir. Ej: NH3 2 enlaces sencillos + 2 par e sin compartir. Ej: H2O sp2 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno sp 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino 52 52. Tipos de orbitales hbridos. Ejemplos Imgenes: Ed Santillana. Qumica 2 de Bachillerato 53 53. 54 54. 55 55. 4.7.-Propiedades de loscompuestos covalentes Slidos covalentes: Sust. moleculares: Los enlaces se dan a lo largo Estn formados porde todo el cristal.molculas aisladas. Gran dureza y P.F alto. P.F. y P. E. bajos (gases). Son slidos. Son blandos. Insolubles en todo tipo de Solubles en disolventesdisolvente.moleculares. Malos conductores. Malos conductores. El grafito que forma Las sustancias polares sonestructura por capas le hace solubles en disolventesms blando y conductor.polares y tienen mayores P.F y P.E. 56 56. Slidos covalentes 57 57. 5.-Enlaces intermoleculares Fuerzas de Van der Waals. Entre dipolos instantneos (molculas apolares). Son muy dbiles. Entre dipolos permanentes (molculas polares). Son dbiles. Enlace o puente de Hidrgeno. Es relativamente fuerte y precisa de: Gran diferencia de electronegatividad entre tomos. El pequeo tamao del H que se incrusta en la nube de e del otro tomo. Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.58 58. 5.1.1.- Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molcula, siendo ms fciles de formar cuanto ms grande sea la molcula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular. 59. Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son elresultado de la atraccin entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidosen molculas adyacentes. Cuando los electrones de una molcula adquierenmomentneamente una distribucin no uniforme, provocan que en una molculavecina se forme momentneamente un dipolo inducido. En la figura 4 se ilustracomo una molcula con una falta de uniformidad momentnea en la distribucin desu carga elctrica puede inducir un dipolo en una molcula vecina por un procesollamado polarizacin. Incluso los tomos de los gases nobles, las molculas degases diatmicos como el oxgeno, el nitrgeno y el cloro (que deben ser nopolares) y las molculas de hidrocarburos no polares como el CH4, C2H6 tienen talesdipolos instantneos.La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizanlos electrones de una molcula, y eso depende del nmero de electrones en lamolcula y de la fuerza con que los sujeta la atraccin nuclear. En general, cuantosms electrones haya en una molcula ms fcilmente podr polarizarse. As, lasmolculas ms grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. Encontraste, las molculas ms pequeas son menos polarizables porque tienen menoselectrones. Las fuerzas de London varan entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol. 60 60. Efecto del nmero de electrones sobre el punto deebullicin de sustancias no polares61 61. Cuando examinamos los puntos de ebullicin de variosgrupos de molculas no polares pronto se hace evidente elefecto del nmero de electrones. Este efecto tambin secorrelaciona con la masa molar: cuanto ms pesado es untomo o molcula ms electrones tiene: Resulta interesanteque la forma molecular tambin puede desempear unpapel en la formacin de las fuerzas de London. Dos de losismeros del pentano el pentano de cadena lineal y el 2,2-dimetilpropano (ambos con la frmula molecular C5H12)-difieren en su punto de ebullicin en 27 C. La forma linealde la molcula de n-pentano, por su linealidad, permite uncontacto estrecho con las molculas adyacentes, mientrasque la molcula de 2,2-dimetilpropano, ms esfrica nopermite ese contacto.62 62. 5.1.2.-Fuerzas entre molculas polares 63. Las atracciones dipolo-dipolo, tambin conocidas comoKeeson, por Willem Hendrik Keesom, quien produjo suprimera descripcin matemtica en 1921, son las fuerzasque ocurren entre dos molculas con dipolos permanentes.Estas funcionan de forma similar a las interacciones inicas,pero son ms dbiles debido a que poseen solamentecargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en elcido clorhdrico:tambin se pueden dar entre una molecula con dipolonegativo y positivo al mismo tiempo, ms un tomo normalsin carga.64 64. 65 65. 66 66. 67 67. 5.2.-Enlace de hidrgeno :Cuando el tomode hidrgeno est unido a tomos muy electronegativos(F, O, N), queda prcticamente convertido en un protn.Al ser muy pequeo, ese tomo de hidrgeno desnudoatrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carganegativa de otras molculas HF H 2O NH3 68. La energa media de un enlace de hidrgeno es bastantegrande para ser una interaccin dipolo-dipolo (mayor de 40KJ/mol). Esto hace que el enlace de hidrgeno sea una degran importancia a la hora de la adopcin de determinadasestructuras y en las propiedades de muchos compuestos.Este tipo de enlace es el responsable de laexistencia del agua en estado lquido y slido. Estructura del hielo y del agua lquida 69. Los puentes de hidrgeno son especialmente fuertes entre las molculas de agua y son la causa demuchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de hidrgeno de elementosvecino al oxgeno y de los miembros de su familia en la tabla peridica, son gases a la temperaturaambiente: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. En cambio, el H2O es lquida a la temperatura ambiente,lo que indica un alto grado de atraccin intermolecular. En la figura 6 se puede ver que el punto deebullicin del agua es 200 C ms alto de lo que cabra predecir si no hubiera puentes de hidrgeno.70 70. Fenmenos debidos al enlace de hidrgenoPunto de ebullicin dramticamente alto del NH3, H2O y HF, en comparacin a los anlogos ms pesados PH3, H2S, y HClViscosidad del cido fosfrico anhidro y del glicerol.Formacin de dmeros en cidos carboxlicos y de hexmeros en el fluoruro de hidrgeno, que ocurre incluso en la fase gaseosa, resultando en grandes desviaciones de la ley de los gases ideales.La alta solubilidad en agua de muchos compuestos como el amonaco es explicada por el enlace de hidrgeno con las molculas de agua.La azeotropa negativa de mezclas de HF y agua.La delicuescencia del NaOH es causada, en parte, por la reaccin de OH- con la humedad para formar especies H3O2- enlazadas por hidrgeno. Un proceso anlogo sucede entre NaNH2 y NH3, y entre NaF y HF.El hecho de que el hielo es menos denso que el agua lquida se debe a una estructura cristalina estabilizada por enlaces de hidrgeno.La presencia de enlaces de hidrgeno puede causar una anomala en la sucesin normal de los estados de agregacin para ciertas mezclas de compuestos qumicos, con el incremento o disminucin de temperatura. Estos compuestos pueden ser lquidos hasta una cierta temperatura, luego son slidos incluso con el incremento de temperatura, y finalmente lquidos cuando la temperatura se eleva sobre el "intervalo anmalo".La goma inteligente utiliza enlaces de hidrgeno como su nica forma de enlace, as que puede "sanarse" cuando se pincha, debido a que puede aparecer nuevos enlaces de hidrgeno entre las dos superficies del mismo polmero.71 71. El enlace de hidrgeno tambin juega un rol importante en la determinacin de las estructurasNon-covalent Bondstridimensionales adoptadas por las protenas y cidos nucleicos. En estas macromolculas, el enlace dehidrgeno entre partes de la misma molcula ocasiona que se doble en una forma especfica, que ayuda adeterminar el rol fisiolgico o bioqumico de la molcula. Por ejemplo, la estructura de doble hlice delADN se debe primordialmente a los enlaces de hidrgeno entre los pares de bases, que unen una cadenamplementaria a la otra y permiten la replicacin.Much weaker than covalent bonds- these bonds break and reform atApilamiento de las bases.Room Temperature (RT) Transient Bonds Enlacesde Repulsin electrosttic hidrgenoBasesaEsqueletonitrogenaddesoxiribos- however, cumulatively they are very Enlaces deA: adenina asa-G: guaninafosfato Exterio rC: citosina Interioreffective e.g. helixT:for proteins and hidrgeno hidrfi timina hidrfob loodouble helix for DNA