Diferencies ente revisiones de «Enllaz químicu»

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[[FileFicheru:NaCl ionic.png|thumb|Enllaz iónicu del [[cloruru de sodiu]], onde sodiu da'l so [[electrón de valencia]] al cloru pa dambos tener 8 electrones nel so [[Valencia (química)|valencia]].]]
Un '''enllaz químicu''' ye'l [[Interacción electromagnética|procesu químicu]] responsable de les interacciones curioses ente [[átomos]] y [[molécules]], <ref>{{cita llibru|apellíos=Gillespie|nome=Ronald J.|títulu=Química|url=https://books.google.es/books?id=dlGugYOOwxQC&pg=PA579&dq=enllace+interacciones+curioses+ente+%C3%A1tomos+y+mol%C3%A9culas&hl=es&sa=X&vei=0ahUKEwil4rauuZ7ZAhUCXBQKHccaDHMQ6AEITTAG#v=onepage&q=enllaz%20interacciones%20curioses%20ente%20%C3%A1tomos%20y%20mol%C3%A9culas&f=false|fechaaccesu=2018-02-11|fecha=August 1988|editorial=Reverte|isbn=9788429171884|idioma=es}}</ref>y que confier estabilidá a los [[compuestos químicos]] diatómicos y poliatómicos. La esplicación de tales fuercies curioses ye una área complexa que ta descrita poles lleis de la ''[[química cuántica]]''.
 
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{{AP|Teoría de los orbitales moleculares}}
 
[[ArchivuFicheru: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 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 cuasi 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.
 
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== Enllaz intermolecular ==
[[ArchivuFicheru:van der Waals2.png|thumb|Fuercies de van der Waals.]]
Hai cuatro tipos básicos d'enllaces que pueden formase ente dos o más molécules, iones o átomos qu'otra manera nun taríen acomuñaos. Les [[fuercies intermoleculares]] anicien que les molécules atráiganse o repelan unes a otres. Frecuentemente, esto define dalgunes de les sos carauterístiques físiques (como'l [[puntu de fusión]]) d'una sustanza.
 
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[[ArchivuFicheru:Wasserstoffbrückenbindungen-Wasser.svg|thumb|Enllaz d'hidróxenu.]]
En dalguna forma esti ye un exemplu d'un dipolo permanente especialmente fuerte. Sicasí, nel enllaz d'hidróxenu, l'átomu d'hidróxenu ta más cerca a ser compartíu ente los átomos donante y el receptor, nun [[Enllaz de tres centros y dos electrones|enllace 3-c 2-y]]. Los enllaces d'hidróxenu espliquen el [[puntu de bullidura]] relativamente alto de los líquidos como l'agua, amoniacu, y [[fluoruro d'hidróxenu]], comparáu colos sos contrapartes más pesaes nel mesmu grupu de la [[Tabla periódica de los elementos|tabla periódica]].