Diferencies ente revisiones de «Enllaz químicu»

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=== Historia del conceutu d'enllaz químicu ===
 
Les primeres especulaciones al respeutive de la naturaleza del ''enllaz químicu'' son tan tempranes como nel sieglu XII. Suponíase que ciertos tipos de d'[[especies químiques]] taben xuníes ente sigo por un tipu de d'[[afinidá química]].
 
En 1704, [[Isaac Newton]] esbozó la so teoría d'enllaz atómicu, en "Query 31" del so ''[[Opticks]]'', onde los [[átomu|átomos]] xúnense unos a otros por dalguna "[[fuercia]]". Específicamente, dempués d'investigar delles teoríes populares, en boga naquel tiempu, de cómo los átomos podía xunise unos a otros, por casu, "átomos agabitaos", "átomos pegaos unos a otros por reposu", o "xuníos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo qu'inferiría darréu a partir de la so cohesión que:
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{{cita|Un electrón puede formar parte de les envoltures de dos átomos distintes y nun puede dicise que perteneza a unu a cencielles o puramente.}}
 
El mesmu añu, [[Walther Kossel]] llanzó una teoría similar a la de Lewis, cola diferencia de qu'el so modelu asumía una tresferencia completa d'electrones ente los átomos, colo que yera un modelu de d'[[enllaz iónicu]]. Tanto Lewis y Kossel estructuraron los sos modelos d'enllaz a partir de la [[regla de Abegg]] (1904).
 
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 llinial 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 d'[[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 nucleu atómicu, usó funciones que namái amestaben explícitamente la distancia ente los dos electrones.<ref> {{cita publicación
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[[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 llinial de d'[[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, nucleos. Si esti orbital ye del tipu en que los electrones tienen una mayor probabilidá de tar ''ente'' los nucleos qu'en cualesquier otru llugar, l'orbital va ser un orbital enlazante, y va tender a caltener los nucleos cerca. Si los electrones tienden a tar presentes nun orbital molecular en que pasen la mayor parte del tiempu en cualquier llugar sacante ente los nucleos, l'orbital va funcionar como un orbital antienlazante, y realmente va debilitar l'enllaz. Los electrones n'orbitales non enlazantes tienden a tar n'orbitales fondos (cerca a los [[orbitales atómicos]]) acomuñaos casi dafechu o con un nucleu o con otru y entós van pasar igual tiempu ente los nucleos y non nesi espaciu. Estos electrones nun contribúin nin detractan la fuercia del enllaz.
 
=== Comparanza de les teoríes del enllaz de valencia y de los orbitales moleculares ===
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Estos enllaces químicos son fuercies ''intramoleculares'', que caltienen a los átomos xuníos nes [[molécules]]. Na visión simplaya del enllaz alcontráu, el númberu d'electrones que participen nun enllaz (o tán alcontraos nun orbital enlazante), ye típicamente un númberu par de dos, cuatro, o seis, respeutivamente. Los númberos pares son comunes porque les molécules suelen tener estaos enerxéticos más baxos si los electrones tán apariaos. Teoríes d'enllaz sustancialmente más avanzaes amosaron que la [[fuercia d'enllaz]] nun ye siempres un númberu enteru, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomu arreyáu nun enllaz. Por casu, los átomos de carbonu nel [[bencenu]] tán conectaos a los vecinos inmediatos con una fuercia averada de 1.5, y los dos átomos nel [[óxidu nítrico]] nun tán conectaos con aproximao 2.5. El [[enllaz cuádruple]] tamién son bien conocíos. El tipu d'enllaz fuerte depende de la diferencia en [[electronegatividad]] y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que s'enllacen. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuercia va ser un electrón atraíu a un átomu particular arreyáu nel enllaz, y más propiedaes "ióniques" va tener l'enllaz ("iónicu" significa que los electrones del enllaz tán compartíos inequitativamente), estos enllaces son frecuentes ente átomos que s'alluguen a la izquierda de la tabla periódica (baxa electronegatividad) y átomos que s'atopen a la derecha de la tabla periódica (más electronegativos), porque dexa la tresferencia d'electrones de valencia produciendo iones. A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedaes covalentes (compartición completa) del enllaz, xeneralmente ente átomos vecinos de la tables periódica.
 
Los átomos enllazaos d'esta forma tienen carga eléctricallétrica neutra, polo que l'enllaz puede llamase non polar.
 
'''Exemplu:'''
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Los enllaces covalentes non polares formar ente átomos iguales, nun hai variación nel númberu d'oxidación.
Los enllaces covalentes polares formar con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula ye eléctricamentellétricamente neutra, pero nun esiste simetría ente les cargues eléctriquesllétriques aniciando la polaridá, un estremu caracterizar por ser electropositivo y l'otru electronegativo.
 
=== Enllaz covalente ===
{{AP|Enllaz covalente}}
L'enllaz covalente polar ye Entemediáu nel so calter ente un enllaz covalente y un enllaz iónicu. Los enllaces covalentes polares formar con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula ye eléctricamentellétricamente neutra, pero nun esiste simetría ente les cargues eléctriquesllétriques aniciando la polaridá, un estremu caracterizar por ser electropositivo y l'otru electronegativo.
 
Los enllaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solu par d'electrones, dobles al compartir dos pares d'electrones, triples cuando comparten trés pares d'electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares d'electrones.
 
Los enllaces covalentes non polares (0 o menor que 0,04) formar ente átomos iguales, nun hai variación nel númberu d'oxidación. Los átomos enllazaos d'esta forma tienen carga eléctricallétrica neutra.
 
N'otres pallabres, l'enllaz covalente ye la unión ente átomos onde se da un compartimiento d'electrones, los átomos que formen esti tipu d'enllaz son de calter non metálicu. Les molécules que se formen con átomos iguales (mononucleares) presenten un enllaz covalente pero onde la diferencia de electronegatividades ye nula.
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Una gran diferencia de d'[[electronegatividad]] ente dos átomos enllazaos fuertemente nuna molécula causa la formación d'un [[dipolo eléctricullétricu|dipolo]] (un par positivu-negativu de cargues eléctriquesllétriques parciales permanentes). Los dipolos atráense o repelen unos a otros.
 
=== Enllaz d'hidróxenu ===