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9: Unión química y estructura molecular

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    ¿Por qué algunos átomos se unen para formar moléculas, pero otros no? ¿Por qué la molécula de CO 2 es lineal mientras que H 2 O está doblada? ¿Cómo lo podemos decir? ¿Cómo lleva la hemoglobina el oxígeno a través de nuestro torrente sanguíneo? No hay un tema más fundamental para la Química que la naturaleza del enlace químico, y la introducción que encuentras aquí te proporcionará una visión general de los fundamentos y una base para un estudio más a fondo.

    • 9.1: Tres Vistas de la Unión Química
      Estos breves tutoriales resumen las diversas formas de ver la formación de vínculos sin entrar en demasiados detalles.
    • 9.2: Moléculas - Propiedades de los átomos unidos
      El concepto de unión química se encuentra en el núcleo mismo de la Química; es lo que permite que alrededor de cien elementos formen los más de cincuenta millones de sustancias químicas conocidas que conforman nuestro mundo físico. Exactamente, ¿qué es un enlace químico? Y ¿qué propiedades observables podemos usar para distinguir un tipo de vínculo de otro? Esta es la primera de diez lecciones que te ayudarán a familiarizarte con los conceptos fundamentales de esta muy amplia asignatura.
    • 9.3: Modelos de Adhesión Química
      ¿Por qué los átomos se unen, a veces? La respuesta a esta pregunta sería idealmente una teoría simple y fácil de entender que no solo explicara por qué los átomos se unen para formar moléculas, sino que además predice las estructuras tridimensionales de los compuestos resultantes, así como las energías y otras propiedades de los propios enlaces. Desafortunadamente, no existe una teoría que logre estos objetivos de manera satisfactoria para todas las muchas categorías de compuestos que se conocen.
    • 9.4: Covalencia Polar
      Los electrones que constituyen un enlace químico son atraídos simultáneamente por los campos electrostáticos de los núcleos de los dos átomos unidos. En una molécula homonuclear como el O2 los electrones de enlace serán compartidos equitativamente por los dos átomos. En general, sin embargo, las diferencias en los tamaños y cargas nucleares de los átomos provocarán que uno de ellos ejerza una mayor atracción sobre el par de enlaces, provocando que la nube de electrones se desplace hacia el átomo más fuertemente atrayente.
    • 9.5: Geometría Molecular
      Las estructuras de punto de electrones de Lewis que has aprendido a dibujar no tienen ningún significado geométrico que no sea representar el orden en el que los diversos átomos están conectados entre sí. Sin embargo, una ligera extensión del concepto de par simple de electrones compartidos es capaz de racionalizar y predecir la geometría de los enlaces alrededor de un átomo dado en una amplia variedad de situaciones.
    • 9.6: El modelo orbital híbrido
      Tan útil y atractivo como es el concepto del enlace de par de electrones compartidos, plantea una pregunta un tanto preocupante que tarde o temprano debemos enfrentar: ¿cuál es la naturaleza de los orbitales en los que están contenidos los electrones compartidos? Hasta ahora, hemos estado asumiendo tácitamente que cada electrón de valencia ocupa el mismo tipo de orbital atómico que lo hizo en el átomo aislado. Como veremos a continuación, su suposición muy rápidamente nos lleva a dificultades.
    • 9.7: El Modelo Orbital Híbrido II
      Esta es una continuación de la página anterior que introdujo el modelo orbital híbrido e ilustró su uso para explicar cómo los electrones de valencia de orbitales atómicos de tipos s y p pueden combinarse en pares equivalentes de electrones compartidos conocidos como orbitales híbridos. En esta lección, extendemos esta idea a compuestos que contienen enlaces dobles y triples, y a aquellos en los que están involucrados electrones d atómicos (y que no siguen la regla del octeto).
    • 9.8: Teoría Orbital Molecular
      El modelo orbital molecular es, con mucho, el más productivo de los diversos modelos de unión química, y sirve como base para la mayoría de los cálculos cuantitativos, incluyendo aquellos que conducen a muchas de las imágenes generadas por computadora que se han visto en otras partes de estas unidades. En su pleno desarrollo, la teoría orbital molecular involucra muchas matemáticas complicadas, pero las ideas fundamentales detrás de ella se entienden con bastante facilidad, y esto es todo lo que intentaremos lograr en esta lección.
    • 9.9: Vinculación en Complejos de Coordinación
      Los complejos de coordinación se conocen y estudian desde mediados del siglo XIX. y sus estructuras habían sido elaboradas en su mayoría hacia 1900. Aunque el modelo orbital híbrido pudo explicar cómo las moléculas neutras como el agua o el amoníaco podían unirse a un ion de metal de transición, no pudo explicar muchas de las propiedades especiales de estos complejos. Se desarrolló una teoría de campo de ligandos que es capaz de organizar y explicar la mayoría de las propiedades observadas de estos compuestos.
    • 9.10: Adhesión en Metales
      La imagen más simple de los metales, que los considera como una red de iones positivos inmersos en un “mar de electrones” que pueden migrar libremente por todo el sólido. En efecto, la naturaleza electropositiva de los átomos metálicos permite que sus electrones de valencia existan como un fluido móvil que puede ser desplazado por un campo eléctrico aplicado, dando lugar a sus altas conductividades eléctricas.
    • 9.11: Adhesión en Semiconductores
      Con la ayuda de diagramas simples, muestre cómo los diferentes rangos de energía de banda en los sólidos pueden producir conductores, aisladores y semiconductores. Describir la naturaleza y el comportamiento de una unión PN simple.
    • 9.12: El enlace covalente de electrones compartido


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