Diferencies ente revisiones de «Enllaz químicu»
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Llinia 12:
Na visión simplificada del denomináu [[enllaz covalente]], unu o más electrones (frecuentemente un [[par d'electrones]]) son llevaos al espaciu ente los dos nucleos atómicos. Ende, los electrones negativamente cargaos son atraíos a les cargues positives de ''dambos'' nucleos, en cuenta de namái'l so propiu nucleu. Esto vence a la repulsión ente los dos nucleos positivamente cargaos de los dos átomos, y esta atracción tan grande caltién a los dos nucleos nuna configuración d'equilibriu relativamente fixa, anque entá van cimblar na posición d'equilibriu. En resume, l'enllaz covalente arreya la compartición d'electrones nos que los nucleos positivamente cargaos de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargaos que tán siendo compartíos. Nun [[enllaz covalente polar]], unu o más electrones son compartíos inequitativamente ente dos nucleos.
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 nucleu por cuenta de la alta [[carga nuclear
Tolos enllaces pueden ser esplicaos pola teoría cuántica, pero, na práutica, delles regles de simplificación déxen-yos a los químicos predicir la fuercia d'enllaz, direccionalidad y [[polaridá (química)|polaridá]] de los enllaces. La [[regla del octeto]] y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares d'electrones de la [[capa de valencia]] son dos exemplos.
Esisten teoríes más sofisticaes, como la [[teoría del enllaz de valencia]], qu'inclúi la [[hibridación (química)|hibridación d'orbitales]] y la [[resonancia (química)|resonancia]], y el métodu de [[combinación llinial d'orbitales atómicos]] dientro de la [[teoría de los orbitales moleculares]], qu'inclúi a la [[teoría del campu de los ligantes]]. La [[electrostática]] ye usada pa describir polaridaes d'enllaz y los
=== Historia del conceutu d'enllaz químicu ===
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 respeutivos [[orbitales atómicos]], trabayen o funcionen pa caltener los dos nucleos xuntos, en virtú a los
:'''1.''' L'enllaz de par d'electrones al traviés de la interacción d'un electrón desapareado de cada unu de dos átomos.
Llinia 238:
=== Enllaces d'unu y tres electrones ===
Los enllaces con unu o tres electrones pueden atopase n'especies [[radical (química)|radicales]], que tienen un númberu impar d'electrones. L'exemplu más simple d'un enllaz d'un electrón atopar nel [[catión hidróxenu molecular]], H<sub>2</sub><sup>+</sup>. Los enllaces d'un electrón suelen tener la metá d'enerxía d'enllaz, d'un enllaz de 2 electrones, y en consecuencia llámase-yos "medios enllaces". Sicasí, hai esceiciones: nel casu del [[dilitio]], l'enllaz ye realmente más fuerte pal Li<sub>2</sub><sup>+</sup> d'un electrón, que pal Li<sub>2</sub> de dos electrones. Esta esceición puede ser esplicada en términos d'hibridación y
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>
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