Diferencia entre revisiones de «Enlace químico»
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<div align="justify">Se establece un enlace químico cuando entre dos átomos o grupos de átomos las fuerzas que actúan entre ellos son de índole tal que conducen a la formación de un agregado con suficiente estabilidad, que es conveniente para el químico considerarlo como una especie molecular independiente..</div> | <div align="justify">Se establece un enlace químico cuando entre dos átomos o grupos de átomos las fuerzas que actúan entre ellos son de índole tal que conducen a la formación de un agregado con suficiente estabilidad, que es conveniente para el químico considerarlo como una especie molecular independiente..</div> | ||
| − | | + | <p> <a _fcknotitle="true" href="Linus Pauling">Linus Pauling</a><img src="/images/thumb/1/1e/Linus_Pauling.JPG/13px-Linus_Pauling.JPG" _fck_mw_filename="Linus Pauling.JPG" _fck_mw_width="17" _fck_mw_height="19" alt="to the side" /> |
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| − | Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII, se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.</div>En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos que se combinan. A mediados del siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple. </div>En las propias palabras de Lewis: ”Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente. .</div>El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904). .</div>En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de | + | <h2> Historia </h2> |
| + | <p>Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII, se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.</div>En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos que se combinan. A mediados del siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple. </div>En las propias palabras de Lewis: ”Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente. .</div>El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904). .</div>En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de <a _fcknotitle="true" href="Hidrógeno">Hidrógeno</a> molecular (dihidrogenilio), <a _fcknotitle="true" href="Hidrógeno">Hidrógeno</a> H2 Este trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (<a _fcknotitle="true" href="El oxígeno">El oxígeno</a> , a partir de principios cuánticos básicos. .</div>Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de <a _fcknotitle="true" href="Erwin Schrödinger">Erwin Schrödinger</a> que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes. </div>La pequeñez de la masa de los constituyentes, y en especial del electrón, hace que solamente les sea aplicable la mecánica cuántica y, por tanto, la descripción matemática del enlace es generalmente complicada. La teoría cuántica del enlace es la base de la teoría moderna de la valencia. | ||
== Fuente == | == Fuente == | ||
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| − | + | <ul><li>http://definicion.de/ley-periodica/<br /> | |
| − | + | </li><li>http://www.portalplanetasedna.com.ar/mendeleiev.htm | |
| − | + | </li><li>http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/infoquim/asig_programs/prog.lic.quimica/temas/estruc_atom_ley_period.htm | |
| − | + | </li><li>http://quimica-general.net16.net/ley_periodica.html | |
| − | + | </li><li>http://www.xtec.cat/~bnavarr1/Tabla/castellano/moseley.htm | |
| − | + | </li><li>http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81ngulo_de_enlace | |
| − | + | </li><li> Blanco Prieto,J y J. Periera Simo: Química Inorgánica Parte I. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1986. | |
| − | + | </li><li>Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Materiales Complementarios de Química para Ingenieros. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1987. | |
| − | + | </li><li>León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1985. | |
| − | + | </li><li>León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1987. | |
| − | + | </li></ul> | |
| − | + | <h2> Enlaces externos </h2> | |
| − | <br> | + | <ul><li><a href="http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/energia6.htm">[n]</a> |
| − | <br> | + | </li><li>[ http://rabfis15.uco.es/weiqo/Tutorial_weiqo/Hoja12a2P1.html] |
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[[Category:Química_inorgánica]] | [[Category:Química_inorgánica]] | ||
Revisión del 14:48 4 may 2011
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Enlace químico
<a _fcknotitle="true" href="Linus Pauling">Linus Pauling</a><img src="/images/thumb/1/1e/Linus_Pauling.JPG/13px-Linus_Pauling.JPG" _fck_mw_filename="Linus Pauling.JPG" _fck_mw_width="17" _fck_mw_height="19" alt="to the side" />
Historia
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII, se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.</div>En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos que se combinan. A mediados del siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple. </div>En las propias palabras de Lewis: ”Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente. .</div>El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904). .</div>En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de <a _fcknotitle="true" href="Hidrógeno">Hidrógeno</a> molecular (dihidrogenilio), <a _fcknotitle="true" href="Hidrógeno">Hidrógeno</a> H2 Este trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (<a _fcknotitle="true" href="El oxígeno">El oxígeno</a> , a partir de principios cuánticos básicos. .</div>Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de <a _fcknotitle="true" href="Erwin Schrödinger">Erwin Schrödinger</a> que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes. </div>La pequeñez de la masa de los constituyentes, y en especial del electrón, hace que solamente les sea aplicable la mecánica cuántica y, por tanto, la descripción matemática del enlace es generalmente complicada. La teoría cuántica del enlace es la base de la teoría moderna de la valencia. == Fuente ==
- http://definicion.de/ley-periodica/
- http://www.portalplanetasedna.com.ar/mendeleiev.htm
- http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/infoquim/asig_programs/prog.lic.quimica/temas/estruc_atom_ley_period.htm
- http://quimica-general.net16.net/ley_periodica.html
- http://www.xtec.cat/~bnavarr1/Tabla/castellano/moseley.htm
- http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81ngulo_de_enlace
- Blanco Prieto,J y J. Periera Simo: Química Inorgánica Parte I. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1986.
- Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Materiales Complementarios de Química para Ingenieros. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1987.
- León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1985.
- León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1987.
Enlaces externos
- <a href="http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/energia6.htm">[n]</a>
- [ http://rabfis15.uco.es/weiqo/Tutorial_weiqo/Hoja12a2P1.html]
