Diferencia entre revisiones de «Enlace (química)»
Contenido eliminado Contenido añadido
m Revertidos los cambios de 201.161.159.89 a la última edición de Diegusjaimes |
|||
Línea 6:
[[Archivo:electron dot.svg|300px|thumb|Ejemplo de enlaces químicos entre [[carbono]] ''C'', [[hidrógeno]] ''H'', y [[oxígeno]] ''O'', representados según la [[estructura de Lewis]]. Los diagramas de punto representaron un intento temprano de describir los enlaces químicos, y aún son ampliamente usados hoy en día.]]
== Sinopsis ==
Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, y que los [[electrones]] que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los [[protones]] en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo ''entre'' los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.
En la visión simplificada del denominado [[enlace covalente]], uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ''ambos'' núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un [[enlace covalente polar]], uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.
En una visión simplificada de un [[enlace iónico]], el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el [[orbital atómico]] más externo de uno átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta [[carga nuclear efectiva]]) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el ''enlace'' resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en [[ion]]es de carga positiva o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la [[fuerza de enlace|fuerza]], direccionalidad y [[polaridad (química)|polaridad]] de los enlaces. La [[regla del octeto]] y la [[TREPEV|teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia]] son dos ejemplos. Las teorías más sofisticadas, como la [[teoría del enlace de valencia]], que incluye la [[hibridación (química)|hibridación de orbitales]] y la [[resonancia (química)|resonancia]], y el método de [[combinación lineal de orbitales atómicos]] dentro de la [[teoría de los orbitales moleculares]], que incluye a la [[teoría del campo de los ligantes]]. La [[electrostática]] es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
== Historia ==
Línea 313 ⟶ 290:
* [http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/index.html Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History]. Accedido Marzo 3, 2009.
== Véase también ==
*[[Reacción química]]
== Referencias ==
| |||