Diferencies ente revisiones de «Enllaz químicu»
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Llinia 10:
== Teoría del enllaz químicu ==
Na visión simplificada del denomináu [[enllaz covalente]], unu o más electrones (frecuentemente un [[par d'electrones]]) son llevaos al espaciu ente los dos núcleos atómicos. Ende, los electrones negativamente cargaos son atraíos a les cargues positives de ''dambos'' núcleos, en cuenta de
Nuna visión simplificada d'un [[enllaz iónicu]], l'electrón d'enllaz nun ye compartíu, sinón que ye tresferíu. Nesti tipu d'enllaz, el [[orbital atómicu]] más esternu d'un átomu tien un llugar llibre que dexa la adición d'unu o más electrones. Estos electrones apocayá amestaos ocupen potencialmente un estáu de menor enerxía (más cerca al núcleu por cuenta de la alta [[carga nuclear efectiva]]) de lo qu'esperimenten nun tipu distintu d'átomu. Arriendes d'ello, un núcleu ufierta una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo fai l'otru núcleu. Esta tresferencia causa qu'un átomu asuma una carga neta positiva, y que l'otru asuma una carga neta negativa. Entós, el ''enllaz'' resulta de l'atracción electrostática ente los átomos, y los átomos constituyir en (([[ion]]es)) de carga positiva o negativa.
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En 1927, el físicu danés Oyvind Burrau derivó la primer descripción cuántica matemáticamente completa d'un enllaz químicu simple, el producíu por un electrón nel ion d'hidróxenu molecular (dihidrogenilio), H<sub>2</sub><sup>+</sup>.<ref>Laidler, K. J. (1993) ''The World of Physical Chemistry'', [[Oxford University Press]], p. 347.</ref> Esti trabayu amosó que l'aproximamientu cuánticu a los enllaces químicos podríen ser correctes fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usaos nun podríen estendese a molécules que contuvieren más d'un electrón. Un aproximamientu más prácticu, anque menos cuantitativa, foi publicada nel mesmu añu por [[Walter Heitler]] y [[Fritz London]]. El métodu de Heitler-London forma la base de lo qu'agora se denomina [[teoría del enllaz de valencia]]. En 1929, [[Sir John Lennard-Jones|''sir'' John Lennard-Jones]] introdució'l métodu de [[combinación llineal d'orbitales atómicos]] (CLOA o dientro de la [[teoría d'orbitales moleculares]], suxuriendo tamién métodos pa derivar les estructures electróniques de molécules de F<sub>2</sub> ([[flúor]]) y les molécules d'O<sub>2</sub> ([[dioxígeno|osíxenu]]), a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de [[orbital molecular]] representó un enllaz covalente como un orbital formáu por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de [[ecuación de Schrödinger|Schrödinger]] que fueren hipotetizados polos electrones n'átomos solitarios. Les ecuaciones pa los electrones d'enllaz n'átomos multielectrónicos nun podríen ser resueltos con perfección matemática (esto ye, ''analíticamente''), pero los aproximamientos pa ellos entá producen munches predicciones y resultancies cualitatives bonos. Munchos cálculos cuantitativos en [[química cuántica]] moderna usen tantu les teoríes d'orbitales moleculares o d'enllaz de valencia como puntu de partida, anque un tercer aproximamientu, la [[teoría del funcional de la densidá]], túvose faciendo más popular n'años recién.
En 1935, H. H. James y A. S. Coolidge llevaron a cabu un cálculu sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de tolos cálculos previos qu'usaben funciones
| apellido = James
| nome = H. H.
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Los sos trés últimes riegles yeren nueves:
:'''4.''' Los términos d'intercambiu d'electrones pa formar l'enllaz arreya
:'''5.''' Los electrones disponibles nel menor nivel d'enerxía formen los enllaces más fuertes.
:'''6.''' De dos orbitales nun átomu, el que pueda asolapase en mayor proporción con un orbital d'otru átomu va formar l'enllaz más fuerte, y esti enllaz va tender a empobinase na dirección del orbital más concentráu.
Llinia 69:
[[Archivu:Boron-trifluoride-HOMO-minus-5-Spartan-3D-balls.png|thumb|Orbital molecular [[HOMO]]-5 de tipu [[orbital pi|pi]], na molécula de trifluoruro de boro, calculáu usando Spartan.]]
La [[teoría de los orbitales moleculares]] (TOM) usa una combinación llineal de [[orbitales atómicos]] pa formar orbitales moleculares, que tomen la molécula entera. Estos orbitales son estremaos frecuentemente en [[orbitales enlazantes]], [[orbitales antienlazantes]], y [[orbitales de non enllaz]]. Un [[orbital molecular]] ye a cencielles un orbital de Schrödinger qu'inclúi dellos, pero frecuentemente
=== Comparanza de les teoríes del enllaz de valencia y de los orbitales moleculares ===
Llinia 234:
=== Enllaz covalente coordináu o dativu ===
{{AP|Enllaz de coordinación}}
L'enllaz covalente coordináu, delles vegaes referíu como enllace dativu, ye un tipu d'enllaz covalente, nel que los electrones d'enllaz aníciense
=== Enllaces d'unu y tres electrones ===
Llinia 242:
L'exemplu más simple d'enllaz de tres electrones puede atopase nel catión d'heliu dimérico, He<sub>2</sub><sup>+</sup>, y puede ser consideráu tamién mediu enllaz porque, en términos d'orbitales moleculares, el tercer electrón ta nun orbital antienlazante qu'ataya la metá del enllaz formáu polos otros dos electrones. Otru exemplu d'una molécula conteniendo un enllaz de tres electrones, amás d'enllaces de dos electrones, ye'l [[óxidu nítrico]], NON. La molécula d'osíxenu, O<sub>2</sub>, tamién puede ser vista como si tuviera dos enllaces de 3-electrones y un enllaz de 2-electrones, lo que xustifica'l so [[paramagnetismo]] y el so [[orde d'enllaz|orde formal d'enllaz]] de 2.<ref name="pauling">Pauling, L. ''The Nature of the Chemical Bond''. Cornell University Press, '''1960'''.</ref>
Les molécules con númberu impar d'electrones suelen ser altamente reactives. Esti tipu d'enllaz
=== Enllaces flexionados ===
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