Diferencies ente revisiones de «Enllaz químicu»
Contenido eliminado Contenido añadido
m Preferencies llingüístiques |
m Iguo testu: -"núcleu" +"nucleu" |
||
Llinia 6:
Les [[Molécula|molécules]], [[Cristal|cristales]], [[Metal|metales]] y [[Gas|gases]] [[Molécula diatómica|diatómicos]] (que formen la mayor parte del ambiente físico que nos arrodia) tán xuníos por enllaces químicos, que determinen les propiedaes [[propiedá física|físiques]] y [[propiedá química|químiques]] de la [[materia (física)|materia]].
Les cargues opuestes atráense porque al tar xuníes adquieren una situación más estable que cuando taben dixebraes. Esta situación de mayor estabilidá suel dase cuando'l númberu d'[[electrón|electrones]] que tienen los átomos nel so últimu nivel ye [[riegla del octeto|igual a ocho]], estructura que coincide cola de los [[gases nobles]] una y bones los electrones que orbitan el
== 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
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
Tolos enllaces pueden ser esplicaos pola teoría cuántica, pero, na práutica, delles riegles de simplificación déxen-yos a los químicos predicir la fuerza d'enllaz, direccionalidad y [[polaridá (química)|polaridá]] de los enllaces. La [[riegla del octeto]] y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares d'electrones de la [[capa de valencia]] son dos exemplos.
Llinia 36:
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 resultaos 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 namái de la distancia de los electrones a partir del
| apellido = James
| nome = H. H.
Llinia 51:
=== Teoría d'enllaz de valencia ===
{{AP|Teoría del enllaz de valencia}}
Nel añu 1927, la teoría d'enllaz de valencia foi formulada, argumentando esencialmente que l'enllaz químicu fórmase cuando dos [[electrones de valencia]], nos sos respectivos [[orbitales atómicos]], trabayen o funcionen pa caltener los dos
:'''1.''' L'enllaz de par d'electrones al traviés de la interacción d'un electrón desapareado de cada unu de dos átomos.
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 namái dos,
=== Comparanza de les teoríes del enllaz de valencia y de los orbitales moleculares ===
| |||