martes, 31 de julio de 2012

SALUDO DE BIENVENIDA ALUMNOS QUIMICA PREV RIESGO DIURNO GRUPOS A Y B

EL PROFESOR QUE SUSCRIBE,SALUDA MUY AFECTUOSAMENTE A SUS NUEVOS ALUMNOS DE QUIMICA DE LA CARRERA DE PREV.DE RIESGOS SEM II DIURNOS,Y EXPRESA SINCEROS DESEOS DE EXITO ACADEMICO Y PERSONAL Y REITERA COORDENADAS VIRTUALES PARA RESPONDER A CUALQUIER INQUIETAUD QUE PUEDAN TENER:

WWW.QUIMTEROS.BLOGSPOT.COM

EMAIL: arielq2812@gmail.com

FQF(FONO QUIMICA FACIL) = 97646223


ATTE,PROF ARIEL QUINTEROS PROVOSTE

sábado, 28 de julio de 2012

SITUACION FINAL FIS I PREV RIESGOS GRUPO B ALUMNOS EN EXAMEN

01-crema esteban                      4.0       aprobado
02-espinoza luis                         4.0         aprobado
03-galdamez claudia                  2.8       reprobada
04-galdamez paula                    4.0       aprobada
05-gonzalez jorge                     4.4       aprobado
06-loza franco                          5.0      aprobado
07-sepulveda maria jo              4.4       aprobada
08-soto teresa                          4.4      aprobada
09-vargas juan                         4.0      aprobada


atte,prof quinteros

domingo, 22 de julio de 2012

FISICA I PREV RIESG SEM I EJECUT B 2012 PLANILLA NOTAS




NOTAS FISICA I PREV RIESGOS SEM I  EJECUTIVOS B 2012.  INGENIERIA.


ALUMNO                    C1     C2      C3      C4      X   0.7    EX     0.3       NF        S

01-aliste victor               6.0    7.0     7.0    7.0      6.8  4.76  6.8    2.04      6.8       A    
02-alvarez Silvia            7.0    6.7     7.0    7.0      6.9  4.83  6.9    2.07      6.9       A 
03-hernandez juvenal     5.0    4.0     4.0    7.0      5.0  3.50  5.0    1.50      5.0       A         
04-silva claudio

TECNICOS                    C1     C2     C3    C4        X   0.7    EX     0.3       NF      S

01-avila ramon                5.5    4.0     3.4    7.0     5.0   3.50   5.0   1.50      5.0       A
02-bueno carlos               1.6    1.0
03-cancino franco            6.2    3.4    5.3    7.0     5.5   3.85   5.5    1.65      5.5       A 
04-cancino monica           6.0   4.7    2.2    7.0     5.0   3.50    5.0    1.50      5.0       A  
05-carrasco diego             2.7   1.0    1.0    1.0     1.4   0.98    1.4     042      1.4       R   
06-crema esteban             4.5    4.3    2.4    6.0     4.3   3.01
07-espinoza luis               5.1     4.0   1.4    7.0     4.4   3.08
08-galdamez claudia        2.7     2. 5    1.0   7.0    3.3   2.31
09-galdamez Paula           3.5     3.4    1.0    7.0    4.2   2.94
10-gana marcelo               1.0     1.3
11-garrido luis                  5.5     5.5    5.5    6.5    5.8   4.06    5.8    1.74      5.8        A
12-gonzalez jorge             4.1     1.6    4.0    6.0    3.9   2.73            
13-gutierrez alen
14-hernandez alvaro          6.2    6.3    1.7    7.0    5.3   3.71    5.3     1.59      5.3        A
15-loza franco                    4.8   2.5     2.6    7.0    4.2   2.94
16-mendez Susana             6.0    6.7    6.6    7.0    6.6   4.62    6.6     1.98      6.6        A
17-osorio Jessica                5.3    4.0    4.0    7.0    5.1   3.57    5.1      1.53     5.1        A

18-parada Marjorie             4.4    5.0    3.5    7.0    5.0   3.50    5.0     1.50       5.0       A
19-sepulveda ma jose          4.1   4.0     1.0   7.0     4.0   2.80
20-soto victor                      6.0   4.0     4.5    7.0    5.4    3.78   5.4     1.62       5.4       A
21-soto teresa                      6.3   1.3     1.4     7.0    4.0   2.80
22-urrutia Gonzalo               4.0   4.5    5.6     6.0    5.0   3.50    5.0    1.50        5.0       A
23-valenzuela katherin         4.1   4.0    6.0     7.0    5.3   3.71    5.3    1.59        5.3       A
24-vargas juan                      5.1   2.5    1.3     7.0    4.0   2.80
25-vasquez juan                    5.9   5.5    6.8     7.0    6.3   4.41   6.3     1.89       6.3        A
26-rojas carla                                         1.0     7.0
27-salas Eduardo                   2.7   3.0   1.0
28-gonzalez claudio               4.0  1.0    6.0     6.0    4.3
29-villagra giovani                 6.2   7.0   5.2     6.5    6.2   4.34   6.2     1.86       6.2       
C1=control 1 C2=control 2  C3=control 3  C4=trabajo  X=prom  0.7=70%  0.3=30%  NF=nota final   S=situacion

                                                                       Prof ariel quinteros provoste

sábado, 21 de julio de 2012

FISICA I PREV RIESGOS EJECTUTIVO B INGENIEROS SITUACION FINAL

01-aliste victor         6.8  aprobado
02-alvarez silvia       6.9  aprobada
03-hernandez juvenal  5.0 aprobado

atte,prof ariel quinteros provoste

FISICA I PREV RIESGO EJECUT B SITUACION FINAL

01-avila ramon              5.0   aprobado
02-cancino franco         5.5   aprobado
03-cancino monica        5.0  aprobado
04-carrasco diego         1.4  reprobado
05-crema esteban          4.3 a examen
06-espinoza luis             4.4  a examen
07-galdamez claudia      3.3  a examen
08-galdamez paula        4.2  a examen
09-garrido luis               5.8  aprobado
10-gonzalez jorge          3.9  a examen
11-hernandez alvaro      5.3  aprobado
12-loza franco               4.2  a examen
13-mendez susana         6.6  aprobada
14-osorio jessica           5.1  aprobada
15-parada maryorie       5.0  aprobada
16-sepulveda maria       4.0  a examen
17-soto victor               5.4  aprobado
18-soto teresa               4.0 a examen
19-urrutia gonzalo         5.0  aprobado
20-valenzuela katherin   5.3 aprobada
21-vargas juan              4.0 a examen
22-vasquez juan           6.3  aprobado
23-gonzalez claudio       4.3 a examen
24-villagra giovani         6.2 aprobado

NOTA:EL EXAMEN DE FISICA I SERA EL DIA SABADO 28 DE JULIO A LAS 14H EN LOCAL AMELIA COURBIS./CONTENIDOS:TODA LA MATERIA.

atte,profesor ariel quinteros provoste

viernes, 20 de julio de 2012

FISICA I NOTAS PRUEBAS REZAGADOS PREV RIESGO SEM I 2012 GRUPO B EJECUT

Prueba 01

01-galdamez paula        3.5
02-soto teresa              6.3
03-gonzalez claudio      4.0

Prueba 02

01-cancino monica      4.7
02-gonzalez jorge        1.6


      Atte,prof ariel quinteros provoste

jueves, 19 de julio de 2012

QUIMICA 3RA NOTA PREV RIESGO IPLACEX SEM I JULIO 2012

01-itu rra juan                     6.8
02-rojas cristian                 6.3
03-oyarzo claudio              5.6
04-poblete alexis               5.1
05-sepulveda juan             5.1
06-leon luis                       4.8
07-campos alexis             4.5
08-morales humberto        4.4
09-rojas daniel                 4.0
10-fernandez jaime          4.0
11-lorca jose                   4.0


        atte,profesor ariel quinteros provoste                            

domingo, 15 de julio de 2012

FISICA I PREV RIESGO SEM I 2DO CONTROL JULIO 2012




NOTAS FISICA I PREV RIESGOS SEM I  EJECUTIVOS B 2012.  INGENIERIA.


ALUMNO                    C1     C2      C3      C4      X   0.7    EX     0.3       NF        S

01-aliste victor               6.0    7.0 
02-alvarez Silvia            7.0    6.7
03-hernandez juvenal     5.0    4.0         
04-silva claudio

TECNICOS

01-avila ramon                5.5    4.0
02-bueno carlos               1.6    1.0
03-cancino franco            6.2    3.4  
04-cancino monica           6.0    
05-carrasco diego             2.7   
06-crema esteban             4.5
07-espinoza luis               5.1     4.0
08-galdamez claudia        2.7     2.5
09-galdamez Paula                     3.4
10-gana marcelo               1.0     1.3
11-garrido luis                  5.5     5.5
12-gonzalez jorge             
13-gutierrez alen
14-hernandez alvaro          6.2    6.3
15-loza franco                    4.8   2.5
16-mendez Susana             6.0    6.7
17-osorio Jessica                5.3    4.0

18-parada Marjorie             4.4
19-sepulveda ma jose          4.1   4.0
20-soto victor                      6.0   4.0
21-soto teresa                              1.3
22-urrutia Gonzalo               4.0   4.0
23-valenzuela katherin         4.1   3.4
24-vargas juan                      5.1   2.5
25-vasquez juan                    5.9   5.5
26-rojas carla
27-salas Eduardo                   2.7   3.0
28-gonzalez claudio                       1.0
29-villagra g                                    7.0

                                                                       Prof ariel quinteros provoste

sábado, 14 de julio de 2012

QUIMICA IPLACEX MATERIAL DE APOYO


Disolución

Una disolución (del latín disolutio), también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de una o mássustancias, que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.
Describe un sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas o disueltas en forma homogénea en otra sustancia.1
Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama.
El término también es usado para hacer referencia al proceso de disolución.

Contenido

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[editar]Solvente y soluto

Frecuentemente, uno de los componentes es denominado solventedisolventedispersante o medio de dispersión y los demássolutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.2
Se suele llamar solvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa,3aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal (por ejemplo, una disolución conteniendo 50% de etanol y 50% de agua, es denominada solución acuosa de etanol).2 En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura (ej.: aleaciones paladio-plata), se considera disolvente al metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina.4
Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución:3
  • Dispersionessuspensiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm
  • Dispersoidescoloides o disoluciones coloidales: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm
  • Dispérsidos o disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm
Estas últimas se clasifican en:
  • Disoluciones con condensación molecular: la partícula dispersa está formada por una condensación de moléculas.
  • Disoluciones moleculares: cada partícula es una molécula.
  • Disoluciones iónicas: la partícula dispersa es un ion (fracción de molécula con carga eléctrica).
  • Disoluciones atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.

[editar]Características generales

  • Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración.
  • Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto.5
  • La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con lasolubilidad del soluto en el disolvente.
  • Sus propiedades físicas dependen de su concentración:
Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm3
Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm3
  • Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.
  • Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc.
  • Tienen ausencia de sedimentación, es decir, al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( Å ).
  • Se encuentran en una sola fase.

[editar]Factores de solubilidad

Además de la naturaleza del soluto y la naturaleza del solvente, la temperatura y la presión también influyen en la solubilidad de una sustancia.
La temperatura afecta la rapidez del proceso de disolución: si las moléculas del solvente se mueven rápidamente, las moléculas de soluto pueden penetrar con más facilidad. Sin embargo, en una solución gaseosa el efecto de la temperatura es opuesto: con el aumento de temperatura las moléculas de gas se dispersan.
El efecto de la presión resulta notorio en los gases, a mayor presión mayor solubilidad; no es importante en las soluciones líquidas ni sólidas.

[editar]Clasificación

[editar]Por su estado de agregación

[editar]De tipo coloidal

  • Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos. Pueden observarse casos particulares en la vida cotidiana, como la mayonesa y el icopor.

[editar]Sólidas

  • Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el zinc en el estaño.
  • Gas en sólido: un ejemplo es el hidrógeno (gas), que disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio (sólido). Esta característica del paladio se estudia como una forma de almacenamiento de hidrógeno.
  • Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las amalgamas se hacen con mercurio (líquido) mezclado con plata (sólido).

[editar]Líquidas

  • Sólido en líquido: este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas en grandes cantidades líquidas. Un ejemplo claro de este tipo es la mezcla de agua con azúcar.
  • Gas en líquido: por ejemplo, oxígeno en agua.
  • Líquido en líquido: esta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de alcohol en agua (cambia la densidad final). Un método para volverlas a separar es por destilación.

[editar]Gaseosas

  • Gas en gas: son las disoluciones gaseosas más comunes. Un ejemplo es el aire (compuesto por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como soluciones, sino como mezclas.[cita requerida]
  • Sólido en gas: no son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno2 y el polvo atmosférico disuelto en el aire.3
  • Líquido en gas: por ejemplo, el aire húmedo.2

[editar]Ejemplos

A continuación se presenta un cuadro con ejemplos de disoluciones clasificadas por su estado de agregación donde se muestran todas las combinaciones posibles:
Ejemplos de disolucionesSoluto
GasLíquidoSólido
DisolventeGasEl oxígeno y otros gases en nitrógeno (aire).El vapor de agua en elaire.La naftalina se sublimalentamente en el aire, entrando en solución.
LíquidoEl dióxido de carbono en agua, formando agua carbonatada. Las burbujas visibles no son el gas disuelto, sino solamente una efervescencia. El gas disuelto en sí mismo no es visible en la solución.El etanol (alcoholcomún) en agua; varios hidrocarburos el uno con el otro (petróleo).La sacarosa (azúcar de mesa) en agua; el cloruro de sodio (sal de mesa) en agua; oro en mercurio, formando una amalgama.
SólidoEl hidrógeno se disuelve en los metales; el platino ha sido estudiado como medio de almacenamiento.El hexano en la cera de parafina; el mercurio en oro.El aceroduraluminio, y otrasaleaciones metálicas.

[editar]Por su concentración

Estos vasos, que contienen un tinte rojo, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las disoluciones más concentradas de la derecha.
Por su concentración, la disolución puede ser analizada en términos cuantitativos o cualitativos dependiendo de su estado.

[editar]Disoluciones empíricas

También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera:
  • Disolución diluida: es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.
  • Disolución concentrada: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.
  • Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.
  • Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.
  • Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

[editar]Disoluciones valoradas

A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciones valoradas cuantitativamente, si toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.

[editar]Conocimientos aplicados

En función de la naturaleza de solutos y solventes, las leyes que rigen las disoluciones son distintas.

[editar]Referencias

QUIMICA IPLACEX MATERIAL DE APOYO


Enlace químico

(Redirigido desde Enlace quimico)
Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes del electromagnetismo.
Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (ver propiedades químicas). En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculascristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.
Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable (de menorentalpía) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya 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 ambosnúcleos, 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 un 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 ((iones)) 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, direccionalidad y 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.
Existen teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la 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.
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.
En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaicaJöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. 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 electrónenlace simpleenlace doble, o enlace triple:
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 simplemente o exclusivamente.
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).
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 hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.1 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 denominateoría 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 (oxígeno), a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger 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.
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.2 Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación de enlace. Posteriores extensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.

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[editar]Teoría de enlace de valencia

En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando doselectrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En 1931, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de los más importantes papeles en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis,la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, las tres primeras de las cuales generalmente ya eran conocidas:
1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un electrón desapareado de cada uno de dos átomos.
2. El spin de los electrones tienen que ser opuestos.
3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte en enlaces adicionales.
Sus tres últimas reglas eran nuevas:
4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo una función de onda de cada átomo.
5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los enlaces más fuertes.
6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en mayor cantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a yacer en la dirección del orbital más concentrado.
A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto: "Sobre la Naturaleza del Enlace Químico" que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.

[editar]Teoría de los orbitales moleculares

Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, en la molécula de trifluoruro de boro, calculado usando Spartan.
La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantesorbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente sólo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca a los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.

[editar]Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares

En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es superior a la teoría de orbitales moleculares. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos electrones, H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más simple de la aproximación de Heitler-London, produce una aproximación más cercana a la energía de enlace, y provee una representación más exacta del comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces químicos. En contraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice que la molécula de hidrógeno se disocia en una superposición lineal de átomos de hidrógeno, y iones positivos y negativos de hidrógeno, un resultado completamente contrario a la evidencia física. Esto explica en parte por qué la curva de energía total versus la distancia interatómica del método de orbitales de valencia yace por encima de la curva del método de orbitales moleculares a todas las distancias y, más particularmente, para distancias mucho más grandes. Esta situación surge para todas las moléculas diatómicas homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para el que la energía mínima de la curva con la teoría de orbitales moleculares es aún mayor en energía que la energía de los dos átomos de flúor no enlazados.
Los conceptos de hibridación son versátiles, y la variabilidad en el enlace en muchos compuestos orgánicos es tan modesta que la teoría del enlace permanece como una parte integral del vocabulario del químico orgánico. Sin embargo, el trabajo de Friedrich Hund,Robert Mulliken, y Gerhard Herzberg mostró que la teoría de orbitales moleculares provee una descripción más apropiada de las propiedades espectroscópicas, magnéticas y de ionización de las moléculas. Las deficiencias de la teoría del enlace se hicieron aparentes cuando las moléculas hipervalentes (por ejemplo, el PF5) fueron explicadas sin el uso de los orbitales "d" que eran cruciales en el esquema de enlace basado en hibridación, propuesto para tales moléculas por Pauling. Los complejos metálicos y compuestos deficientes en electrones (como el diborano) también resultaron ser mejor descritos por la teoría de orbitales moleculares, aunque también se han hecho descripciones usando la teoría del enlace de valencia.
En la década de 1930, los dos métodos competían fuertemente hasta que se observó que ambas eran aproximaciones a una teoría mejor. Si se toma la estructura de enlace de valencia simple y se mezcla en todas las estructuras covalentes e iónicas posibles que surgen de un juego particular de orbitales atómicos, se llega a lo que se llama la función de onda de interacción de configuración completa. Si se toma la descripción de orbital molecular simple del estado fundamental y se combina dicha función con las funciones que describen todos los estados excitados posibles usando los orbitales no ocupados que surgen del mismo juego de orbitales atómicos, también se llega a la función de onda de interacción de configuración completa. Puede verse que la aproximación de orbital molecular simple da demasiado peso a las estructuras iónicas, mientras que la aproximación de enlace de valencia simple le da demasiado poco. Esto puede ser descrito diciendo que la aproximación de orbitales moleculares simple es demasiado deslocalizada, mientras que la aproximación de enlaces de valencia es demasiado localizado.
Estas dos aproximaciones son ahora observadas como complementarias, cada una proveyendo sus propias perspectivas en el problema del enlace químico. Los cálculos modernos en química cuántica generalmente empiezan a partir de (pero finalmente van más allá) un orbital molecular en vez de una aproximación de enlace de valencia, no por algún tipo de superioridad intrínseca de la primera, sino porque la aproximación de orbitales moleculares es mucho más rápidamente adaptable a computación numérica. Sin embargo, ahora hay mejores programas de enlace de valencia disponibles.

[editar]Enlaces en fórmulas químicas

La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola técnica para indicar los orbitales y enlaces. En lafórmula molecular, los enlaces químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del etanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser escrito en papel como isómeros conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3–CH2–OH), separando el grupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o sus constituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se esté discutiendo. Algunas veces, incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de valencia (con las direcciones aproximadas bidimensionalmente, estructura de Lewis). Algunos químicos pueden también representar los orbitales respectivos.

[editar]Enlaces químicos

Longitudes de enlace típicas, en pm,
energía de enlace en kJ/mol.

Información recopilada de [1].
EnlaceLongitud
(pm)
Energía
(kJ/mol)
H — Hidrógeno
H–H74436
H–C109413
H–N101391
H–O96366
H–F92568
H–Cl127432
H–Br141366
C — Carbono
C–H109413
C–C154348
C=C134614
C≡C120839
C–N147308
C–O143360
C–F135488
C–Cl177330
C–Br194288
C–I214216
C–S182272
N — Nitrógeno
N–H101391
N–C147308
N–N145170
N≡N110945
O — Oxígeno
O–H96366
O–C143360
O–O148145
O=O121498
F, Cl, Br, I — Halógenos
F–H92568
F–F142158
F–C135488
Cl–H127432
Cl–C177330
Cl–Cl199243
Br–H141366
Br–C194288
Br–Br228193
I–H161298
I–C214216
I–I267151
S — Azufre
C–S182253
Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con aproximadamente 2.5. Elenlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.
Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

[editar]Enlace covalente

El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es nula.
Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en la tabla periódica de los elementos químicos o bien, entre el mismo elemento para formar moléculas diatomicas.

[editar]Enlace iónico o Electrovalente

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.3 El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. 2) Los compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. 3) Se da porTRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y el otro 'GANA'. 4) Se forman iones(cationes y aniones).

[editar]Enlace covalente coordinado

El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.

[editar]Enlace de uno y tres electrones

Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.4
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.5
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades similares.5

[editar]Enlaces flexionados