¿Qué es un enlace químico?

Answer 1

La mecánica cuántica describe un enlace químico covalente mediante “interacción de intercambio”. Si consideramos una molécula de hidrógeno, entonces la interacción de intercambio asume que los electrones cambian de lugar (ya que los electrones son completamente equivalentes, es decir, indistinguibles):

Н (1) 1-el 2-el H (2) ↔ Н (1) 2-el 1-el H (2)

Históricamente, la interacción de intercambio apareció en el conocido trabajo de WH Heitler y F. London en 1927, donde se demostró que la contribución principal a la energía de la formación de la molécula de hidrógeno la proporciona la “interacción de intercambio”. Pero es necesario comprender que la interacción de intercambio es una descripción matemática formal que no tiene justificación física (con el intercambio de electrones, no se cambian las interacciones fundamentales). La descripción del enlace químico por medio de la interacción de intercambio simplemente muestra que el enlace químico es un efecto mecánico-cuántico y no otro. Y uno no necesita pensar que los electrones “saltan” de un átomo a otro (no es importante en un enlace químico covalente o en la deslocalización en benceno o un anión carboxilato), esto no es así. Existe una distribución promedio de la densidad electrónica, que se describe formalmente por la interacción de intercambio y en la molécula los electrones “no saltan” de un átomo a otro.

Pero debe notarse que la interacción de intercambio en el sentido matemático es una integral de intercambio, que depende de la integral de superposición de las funciones de onda atómica (cuanto mayor es la superposición, más fuerte es el enlace) y, por lo tanto, para el ion molecular de hidrógeno H2 + estrictamente hablando, la interacción de intercambio no puede ser (pero la resonancia de L. Pauling puede explicar perfectamente el enlace de un electrón), ya que, por definición, no hay una superposición integral (no hay dos electrones, y por lo tanto no hay dos uno) -las funciones de onda electro y su superposición) y, por lo tanto, sin intercambio integral.

Pero, curiosamente, la energía del enlace químico en H2 + contando para un electrón es aún mayor que en la molécula de hidrógeno. Considere este hecho: no hay un par electrónico, no hay interacción de intercambio, y la energía de enlace por un electrón es más que en el clásico acoplamiento de dos electrones 🙂 …

Compare, la energía de disociación en H2 + es 2.648 eV, y la energía de disociación en la molécula de hidrógeno es 4.477 eV, es decir, en el recálculo para un electrón obtenemos (4.477 / 2) 2.239 eV, lo cual es fácil de entender considerando el Repulsión entre electrones.

El hecho de que la interacción de intercambio no tenga un significado físico puede confirmarse por el hecho de que la integral de intercambio depende esencialmente de la elección de las funciones de onda base (más precisamente, de la integral de superposición de las funciones de base) y, por lo tanto, al elegir un cierto En base, puede ser menos módulo, e incluso cambiar el signo en el reverso, lo que significa que los dos átomos de hidrógeno no son atraídos sino repelidos. En principio, este es un hecho generalmente aceptado y bien conocido en la mecánica cuántica (el hecho de que la interacción de intercambio no tiene un significado físico) y en los libros sobre la mecánica cuántica está en todas partes.

Más interesante aún, cuando se describe el comportamiento de los electrones en átomos o moléculas, a menudo se asume que los electrones se mueven en un campo conservador. Pero utilizando la teoría especial de la relatividad es fácil demostrar que esto no es así. Además, de esto se deduce que cuando los electrones se mueven, el campo en la molécula no puede, en principio, ser un campo conservador por definición.

Pero si el campo no es un campo conservador, entonces nuestra comprensión y descripción del enlace químico no son muy buenas (entonces, ¿cómo explicamos y describimos el enlace químico? Recuerde la integral de Coulomb …).

Aquí está la prueba estándar presente en todos los libros de texto universitarios de física:

La interacción de los cargos fijos (punto) está completamente descrita por la ley de Coulomb:

F = k (q1 * q2) / r ^ 2

q1 ——- r ———- q2

Consideremos la interacción de dos cargas puntuales, que están en reposo en el sistema de coordenadas K1.

Sin embargo, en otro sistema de coordenadas K2, moviéndose con relación a K1, estas cargas se mueven con idéntica velocidad y su interacción se vuelve más difícil. Dado que, debido al movimiento de las cargas, el campo eléctrico en cada punto del espacio es variable (E = (k * q) / r ^ 2, Е – el campo eléctrico) y, por lo tanto, se genera un campo magnético en el sistema K2 ( no hay campo magnético en el sistema K1, ya que el campo eléctrico es constante). Recordamos que un campo eléctrico alternativo genera un campo magnético y un campo magnético alternativo genera un campo eléctrico.

La ley de Coulomb es insuficiente para analizar la interacción de las cargas en movimiento, y esto se debe a las propiedades relativistas del espacio y el tiempo y la ecuación relativista del movimiento (la ley de Coulomb no tiene nada que ver con eso). Esto se deduce de las siguientes consideraciones.

Ecuaciones relativistas del movimiento:

dр / dt = F (1)

Es invariante y tiene la misma forma en todos los marcos de referencia inerciales. Así que en el sistema de coordenadas K2, que se mueve de forma rectilínea y uniforme con respecto a K1:

dр2 / dt2 = F2 (2)

Los lados izquierdos de las ecuaciones (1) y (2) incluyen cantidades puramente mecánicas (cuyo comportamiento se conoce cuando se pasa de un sistema de coordenadas a otro). En consecuencia, los lados izquierdos de las ecuaciones (1) y (2) se pueden relacionar mediante alguna fórmula. Pero entonces las partes correctas de estas ecuaciones (las ecuaciones de fuerza) están relacionadas. Tal vínculo está condicionado al requisito de la invariancia relativista de la ecuación de movimiento. Como la velocidad ingresa a los lados izquierdos de las ecuaciones (1) y (2), concluimos que la interacción de las cargas en movimiento depende de la velocidad del movimiento y no se reduce a la fuerza de Coulomb.

De este modo, se demuestra que la interacción de las cargas en movimiento se realiza no solo por la fuerza de Coulomb, sino también por la fuerza de otra naturaleza, llamada magnética. El campo de Coulomb es conservador, el campo magnético no es conservador.

La razón para la formación del enlace químico aún no está clara, de hecho, no hay justificación física, como lo fue en el momento de Bohr, ya que la formación de un enlace químico no se deriva de las cuatro interacciones fundamentales. Imagínese, un enlace químico “no entiende” que no se puede explicar normalmente y que existe silenciosamente :). Una explicación completa del enlace químico solo puede ser proporcionada por la mecánica cuántica (en el futuro), los enfoques clásicos simplemente no funcionan.

Para entender esto, es necesario no olvidar lo que hizo L. Pauling (L. Pauling, “La naturaleza del enlace químico” y el trabajo de L. Pauling: Chem. Rev. 5, 173 (1928)), a saber Pauling analizó la interacción del átomo de hidrógeno y el protón en todo el rango de longitudes (admitió que el átomo de hidrógeno y H + en el enfoque se conservan y mostró que el enlace no se forma en este caso (ya que no hay interacción de intercambio o resonancia por Pauling)). Solo uno de los hechos mencionados destruye el enfoque clásico (atracción y repulsión de Coulomb) para explicar el vínculo químico. Inevitablemente se sigue que el enlace químico es un efecto mecánico-cuántico y no otro.

Imagine un sistema con dos protones y un electrón, pero si se trata como un átomo de hidrógeno y un protón, el enlace no se puede formar en todo el rango de longitudes. Pero, como mostró Burrau, el enlace en H2 + se forma (si consideramos el sistema como dos protones y un electrón), y nadie lo duda particularmente, ya que H2 + existe. Particularmente enfatizo que solo hay un electrón (no hay repulsión inter-electrónica, etc.).

Después de este hecho, no se pueden continuar las discusiones, no tienen sentido (especialmente para aplicar esto a la explicación del enlace de dos electrones o aromático, este es un nivel de complejidad ligeramente diferente). Pero, sin embargo, se debe tener en cuenta que la mecánica cuántica introdujo el concepto de “interacción de intercambio”, que no tenía justificación física (ya que no se alteran las interacciones fundamentales en el intercambio de electrones, pero si se forma un enlace) debería explicar el enlace químico. (más exactamente, enlace químico “disfrazado” en el efecto mecánico-cuántico de la “interacción de intercambio”), por lo que confirma que el enlace químico es de hecho un efecto mecánico-cuántico.

La ciencia de la unión química es solo el comienzo de su viaje, y es para los estudiantes de hoy hacer la contribución más significativa a la teoría de la unión química. Y esto conducirá a cambios fundamentales en la comprensión tanto de la química como de la física.

Sobre la base de los conceptos modernos de la mecánica cuántica, el enlace químico no se puede explicar, los supuestos fundamentales son necesarios en la mecánica cuántica en sí …

En la página de fotos del trabajo de L. Pauling “La aplicación de la mecánica cuántica a la estructura de la molécula de hidrógeno y la molécula de ión de hidrógeno y a los problemas relacionados” Chem. Rev. 5, No. 2, pág. 193, junio (1928).

El principio de exclusión de Pauli y el vínculo químico.

El principio de exclusión de Pauli: este es el principio fundamental de la mecánica cuántica, que afirma que dos o más fermiones idénticos (partículas con giro semi-integral) no pueden estar simultáneamente en el mismo estado cuántico. Wolfgang Pauli, un físico teórico suizo, formuló este principio en 1925 [1]. En química, el principio de exclusión de Pauli a menudo se considera una prohibición de la existencia de enlaces de tres electrones con una multiplicidad de 1.5, pero se puede demostrar que el principio de exclusión de Pauli no prohíbe la existencia de enlaces de tres electrones. Para hacer esto, analice el principio de exclusión de Pauli con más detalle.

De acuerdo con el principio de exclusión de Pauli en un sistema que consiste en fermiones idénticos, dos (o más) partículas no pueden estar en los mismos estados [2]. Las fórmulas correspondientes de las funciones de onda y el determinante se dan en la referencia (esta es una consideración estándar del sistema de fermión), pero concentraremos nuestra atención en la derivación: “… Por supuesto, en esta formulación, el principio de exclusión de Pauli puede solo se aplica a sistemas de partículas que interactúan débilmente, cuando se puede hablar (al menos aproximadamente en los estados de partículas individuales) “[2]. Es decir, el principio de exclusión de Pauli solo puede aplicarse a partículas de interacción débil, cuando se puede hablar de los estados de las partículas individuales.

Pero si recordamos que cualquier enlace químico clásico se forma entre dos núcleos (esta es una diferencia fundamental con respecto a los orbitales atómicos), que de alguna manera “juntan” los electrones entre sí, es lógico suponer que en la formación de un enlace químico, Los electrones ya no pueden considerarse partículas que interactúan débilmente. Esta suposición se confirma por la noción introducida anteriormente de un enlace químico como una partícula semi-virtual separada (el componente natural de las “partes” de la partícula no puede tener una interacción débil).

Las representaciones del enlace químico dadas en el capítulo “El principio de la incertidumbre de Heisenberg y el enlace químico” rechazan categóricamente las afirmaciones sobre el enlace químico como un sistema de electrones de interacción débil. Por el contrario, de la descripción anterior se desprende que en el enlace químico, los electrones “pierden” su individualidad y “ocupan” todo el enlace químico, es decir, los electrones en el enlace químico “interactúan lo más posible”, lo cual Indica directamente la inaplicabilidad del principio de exclusión de Pauli al enlace químico. Además, la incertidumbre cuántica-mecánica en el momento y la coordenada, de hecho, indica estrictamente que en el enlace químico, los electrones son un sistema de partículas que “interactúan al máximo” con una interacción máxima, y ​​el enlace químico completo es una partícula separada en la que no hay lugar para la noción de un electrón “individual”, su velocidad, coordenada, energía, etc., descripción. Esto no es fundamentalmente cierto. El enlace químico es una partícula separada, llamada “partícula semi-virtual”, es una partícula compuesta que consiste en electrones individuales (que interactúan fuertemente), y está localizada espacialmente entre los núcleos.

Por lo tanto, la introducción de un enlace de tres electrones con una multiplicidad de 1.5 se justifica desde el punto de vista químico (simplemente explica la estructura de la molécula de benceno, la aromaticidad, la estructura de sustancias orgánicas e inorgánicas, etc.) se confirma por El principio de exclusión de Pauli y el supuesto lógico de un enlace químico como sistema de partículas que interactúan fuertemente (en realidad una partícula semi-virtual separada), y como consecuencia la inaplicabilidad del principio de exclusión de Pauli a un enlace químico.

1. Pauli W. Uber den Zusammenhang des Abschlusses der Elektronengruppen en Atom mit der Komplexstruktur der Spektren, – Z. Phys., 1925, 31, 765-783.

2. AS Davydov. Mecánica cuántica. Segunda edicion. Editorial “Ciencia“. Moscú, 1973, p. 334.

Principio de incertidumbre de Heisenberg y enlace químico.

Para un análisis más detallado, consideremos la longitud de onda de Compton de un electrón.

λc.е. = h / (m * c) = 2.4263 * 10 ^ (- 12) m

La longitud de onda de Compton de un electrón es equivalente a la longitud de onda de un fotón cuya energía es igual a la energía de reposo del propio electrón (la conclusión estándar se presenta a continuación):

λ = h / (m * v), E = h * γ, E = me * c ^ 2, c = γ * λ, γ = c / λ

E = h * γ, E = h * (c / λ) = me * c ^ 2, λc.е. = h / (m * c)

donde λ es la longitud de onda de Louis de Broglie, yo es la masa del electrón, c, γ es la velocidad y frecuencia de la luz, y h es la constante de Planck.

Es más interesante considerar qué sucede con un electrón en una región con dimensiones lineales más pequeñas que la longitud de onda de Compton de un electrón. Según la incertidumbre de Heisenberg en esta área, tenemos una incertidumbre mecánica cuántica en el impulso de al menos m * c y una incertidumbre mecánica cuántica en la energía de al menos yo * c ^ 2:

Δp ≥ mе * c y ΔE ≥ me * c ^ 2

Lo cual es suficiente para la producción de pares virtuales electrón-positrón. Por lo tanto, en tal región, el electrón ya no puede ser considerado como un “objeto puntual”, ya que (un electrón) pasa parte de su tiempo en el estado “electrón + par (positrón + electrón)”. Como resultado de lo anterior, un electrón a distancias más pequeñas que la longitud de Compton es un sistema con un número infinito de grados de libertad y su interacción debe describirse dentro del marco de la teoría cuántica de campos. Lo más importante es que la transición al estado intermedio “electron + pair (positrón + electron)” se lleva a cabo por tiempo ~ λc.е./ c

Δt = λc.е. / c = 2.4263 * 10 ^ (- 12) / (3 * 10 ^ 8) = 8.1 * 10 ^ (- 20) s

Ahora trataremos de usar todo lo mencionado anteriormente para describir el enlace químico utilizando la teoría de la relatividad de Einstein y el principio de incertidumbre de Heisenberg. Para hacer esto, hagamos un supuesto: supongamos que la longitud de onda de un electrón en una órbita de Bohr (el átomo de hidrógeno) es la misma longitud de onda de Compton de un electrón, pero en otro marco de referencia, y como resultado hay una veces mayor longitud de onda de Compton (debido a los efectos de la teoría de la relatividad):

λc.е. = h / (m * c) = 2.4263 * 10 ^ (- 12) m

λb. = h / (m * v) = 2 * π * R = 3.31 * 10 ^ (- 10) m

λb. / λc.е. = 137

donde R = 0.527 Å, el radio de Bohr.

Como la longitud de onda de De Broglie en un átomo de hidrógeno (según Bohr) es 137 veces más grande que la longitud de onda de Compton de un electrón, es bastante lógico suponer que las interacciones de energía serán 137 veces más débiles (cuanto más larga sea la longitud de onda del fotón, menor La frecuencia, y por tanto la energía). Notamos que 1 / 137.036 es una constante de estructura fina, la constante física fundamental que caracteriza la fuerza de la interacción electromagnética fue introducida en la ciencia en 1916 años por el físico alemán Arnold Sommerfeld como una medida de correcciones relativistas en la descripción de espectros atómicos en el marco de la Modelo del átomo de N. Bohr.

Para describir el enlace químico, usamos el principio de incertidumbre de Heisenberg:

Δx * Δp ≥ ћ / 2

Dado el debilitamiento de la interacción de la energía 137 veces, el principio de incertidumbre de Heisenberg se puede escribir en la forma:

Δx * Δp ≥ (ћ * 137) / 2

Según la última ecuación, la incertidumbre mecánica cuántica en el impulso de un electrón en un enlace químico debe ser al menos me * c, y la incertidumbre mecánica cuántica en la energía no es menor que yo * c ^ 2, que también debería ser Basta para la producción de pares virtuales electrón-positrón. Por lo tanto, en el campo de la unión química, en este caso, un electrón no puede considerarse como un “objeto puntual”, ya que (un electrón) pasará parte de su tiempo en el estado “par de electrones + (positrón + electrón) “, y por lo tanto su interacción debe ser descrita en el marco de la teoría cuántica de campos.

Este enfoque permite explicar cómo, en el caso de los enlaces químicos de muchos electrones (dos electrones, tres electrones, etc.), se supera la repulsión entre los electrones: dado que el enlace químico es en realidad una “masa en ebullición” de los electrones. y positrones, los positrones virtuales “ayudan” a superar la repulsión entre los electrones. Este enfoque asume que el enlace químico es de hecho una bolsa espacial cerrada (un pozo potencial en el sentido de la energía), en el que se produce una “ebullición” de electrones reales y también positrones virtuales y electrones, y el “volumen” de esta bolsa potencial es en realidad, un “volumen” de enlace químico y también la medida espacial de la incertidumbre mecánico-cuántica en la posición del electrón.

Hablando estrictamente, con tal consideración, el electrón ya no tiene una cierta energía, momento, coordenadas y ya no es una “partícula puntual”, sino que en realidad ocupa el “volumen total” del enlace químico. Se puede argumentar que en el enlace químico un electrón individual se despersonaliza y pierde su individualidad, de hecho no existe, pero existe una “masa hirviente” de electrones reales y positrones virtuales y electrones que, al fluctuar, cambian entre sí. Es decir, el enlace químico es en realidad una partícula separada, como ya se mencionó, una partícula semi-virtual. Además, este enfoque puede extenderse a la estructura de partículas elementales, como un electrón o un positrón: una partícula elemental en esta consideración es un vacío fluctuante cerrado en una cierta bolsa espacial, lo que es un pozo potencial para estas fluctuaciones.

Cabe destacar especialmente que, en esta consideración, los electrones son partículas que interactúan fuertemente y, por lo tanto, el principio de Pauli no es aplicable al enlace químico (para más detalles, consulte la sección “El principio de Pauli y el enlace químico”) y no prohíbe la existencia de los mismos enlaces de tres electrones con una multiplicidad de 1.5.

Lo anterior es fácil de demostrar con el ejemplo de un enlace químico de 1 Å de longitud. Luego, la longitud de onda de Broglie se escribe en la forma (la longitud del enlace químico es L = 2 * Δx):

λ = 2 * π * Δx

y el índice de incertidumbre de Heisenberg toma la forma:

Δx * Δp ≥ (ћ * 137 * 2 * π) / 2

de la cual obtenemos:

L * Δp ≥ * 137 * 2 * π

donde L es la longitud del enlace químico, y Δp es la incertidumbre mecánica cuántica del momento de cada electrón en un enlace químico dado.

Por lo tanto, obtenemos una fórmula para determinar la incertidumbre del impulso en un enlace químico:

Δp ≥ (* 137 * 2 * π) / L

Habiendo realizado los cálculos necesarios para una longitud de 1 Å, obtenemos:

Δp ≥ (* 137 * 2 * π) / 10 ^ (-10)

Δp ≥ 9.078 * 10 ^ (-22) kg * m / s

Es decir, la incertidumbre en el pulso es mayor que yo * c

(me * c = 2.73 * 10 ^ (-22) kg * m / s)

(está claro que la incertidumbre de la velocidad del electrón será mayor que la velocidad de la luz), que debe basarse en nuestros supuestos.

Ver págs. 92 – 105 Revisión (135 páginas, versión completa). Benceno sobre la base del enlace de tres electrones. (El principio de exclusión de Pauli, el principio de incertidumbre de Heisenberg y el enlace químico). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3…

Benceno sobre la base del enlace de tres electrones:

Revisión (135 páginas, versión completa). Benceno sobre la base del enlace de tres electrones. (El principio de exclusión de Pauli, el principio de incertidumbre de Heisenberg y el enlace químico). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3…

1. Estructura de la molécula de benceno sobre la base del enlace de tres electrones.
http://vixra.org/pdf/1606.0152v1…

2. Confirmación experimental de la existencia del enlace de tres electrones y las bases teóricas de su existencia.
http://vixra.org/pdf/1606.0151v2…

3. Un breve análisis de los enlaces químicos.
http://vixra.org/pdf/1606.0149v2…

4. Suplemento a la justificación teórica de la existencia del enlace de tres electrones.
http://vixra.org/pdf/1606.0150v2…

5. Teoría del enlace de tres electrones en los cuatro trabajos con breves comentarios.
http://vixra.org/pdf/1607.0022v2…

6. REVISIÓN. Benceno sobre la base del enlace de tres electrones (93 p.). http://vixra.org/pdf/1612.0018v5…

7. Aspectos cuántico-mecánicos de la teoría de la resonancia de L. Pauling.
http://vixra.org/pdf/1702.0333v2…

8. Análisis cuántico-mecánico del método MO y del método VB desde la posición de PQS.
http://vixra.org/pdf/1704.0068v1…

9. Revisión (135 páginas, versión completa). Benceno sobre la base del enlace de tres electrones. (El principio de exclusión de Pauli, el principio de incertidumbre de Heisenberg y el enlace químico). http://vixra.org/pdf/1710.0326v3…

El presente trabajo muestra:

1. Se muestra que el supuesto principal del método de los orbitales moleculares (es decir, que el orbital molecular puede representarse como una combinación lineal de orbitales atómicos superpuestos) entra en una contradicción insuperable con el principio de superposición cuántica. También se muestra que la descripción de un sistema cuántico que consta de varias partes (adoptadas en mecánica cuántica) en realidad prohíbe atribuirse en el método VB a los miembros de la ecuación correspondientes a las estructuras canónicas (págs. 105-117).

2. El presente trabajo muestra la inaplicabilidad del principio de Pauli al enlace químico (pp. 103-105).

3. Usando la teoría de la relatividad, se muestra que cuando los electrones se mueven, el campo en la molécula no puede ser un campo conservador por definición (pp. 90-92). (Al describir el comportamiento de los electrones en átomos o moléculas, a menudo se asume que el movimiento se encuentra en un campo conservador).

4. De hecho, en este artículo se muestra que los conceptos modernos del enlace químico no pueden considerarse estrictamente teóricamente verdaderos, sino más bien cualitativos con cálculos cuantitativos empíricos.

5. Además, se propone un nuevo modelo teórico del enlace químico sobre el principio de incertidumbre de Heisenberg (pp. 92-103) y se introduce un enlace de tres electrones con una multiplicidad de 1.5 en la química, sobre cuya base es fácil para explicar la estructura de la molécula de benceno y muchas sustancias orgánicas e inorgánicas (pp. 6-36, 53-72).

Además, en opinión de los autores, el desarrollo de la teoría del enlace de tres electrones y el enlace químico de Heisenberg conducirá no solo al cálculo cuantitativo del enlace químico (completo) sino también a la aplicación de estos cálculos a la síntesis de Las sustancias (uso en el laboratorio) y la predicción de la actividad biológica de los productos químicos. Esto significa que será posible calcular fácilmente las propiedades básicas de una molécula (sustancia) mediante la fórmula estructural, y la precisión debe ser tal que no sea necesaria la síntesis de sustancias. De manera similar, con la actividad biológica: el desarrollo de la teoría (por ejemplo, el desarrollo de la electronegatividad en compuestos orgánicos, etc.) el enlace químico debe conducir a una comprensión más profunda de la dependencia de la actividad biológica de la estructura química, que sin duda tendrá una tiene un efecto explosivo en la aparición de nuevos fármacos (y nuevas clases) y simplifica significativamente la tarea de buscar nuevas sustancias en la estructura.

Bezverkhniy Volodymyr (viXra): http://vixra.org/author/bezverkh…

Answer 2

Los enlaces químicos son cómo los átomos, e incluso las moléculas se unen.

Hay dos tipos principales de enlaces químicos primarios. Los enlaces primarios son de átomo a átomo, mientras que los enlaces secundarios se refieren a las moléculas. Esta respuesta explica los enlaces primarios básicos solamente.

Antes de continuar, hay que entender qué es una concha de valencia. La concha de valencia es el orbital externo de un átomo. En la mayoría de los casos (no el hidrógeno), los átomos quieren 8 electrones en su capa de valencia, por lo que se unen con otros átomos para lograr esto.

Todos los enlaces dan como resultado una nueva molécula químicamente diferente. Ahora, los dos tipos son:

1. Covalente : cuando los átomos comparten un electrón para llenar su capa de valencia. Este “compartir” une los átomos.
2. Iónico: cuando un átomo le da un electrón a otro, otro con el propósito de satisfacer el conteo de electrones de valencia. Los electrones tienen una carga negativa, por lo que el átomo que dio el electrón pierde una carga negativa, por lo que se carga positivamente. Así, el átomo que recibió el electrón se carga negativamente. Recuerde, las cargas opuestas se atraen, por lo que los átomos cargados se unen a esta atracción.

Answer 3

Hay diferentes tipos de enlaces químicos, pero todos tienen una característica común. Si tomas dos cargas positivas se repelerán. También lo harán dos cargas negativas.

(+) <—> (+)

(-) <—> (-)

Pero un atractivo positivo y otro negativo:

(+)> – <(-)

¿Qué geometrías generales son estables? La respuesta es alternar cargos.
Entonces, ¿qué supones que sucede cuando arrojas un montón de positivos y negativos en una pila? Sí, también obtienes (+) (-) (+) (-) (+) (-) en 3D también.

Es una buena idea elaborar estas leyes de fuerza y ​​demostrarlo con un lápiz y papel.

Los aspectos positivos son cosas muy estables llamadas núcleos, y los negativos son partículas dinámicas llamadas electrones que pueden redistribuirse para equilibrar los libros. El sistema contable es el total de los cargos y la cercanía entre ellos, porque se trata principalmente de fuerzas eléctricas.

Un átomo tiene un número atómico que cuenta los positivos. El hidrógeno es +1, el helio es +2 y así sucesivamente. Los electrones simplemente se agrupan alrededor de cada átomo hasta que las cargas se equilibran más o menos. Ese “más o menos” es donde comienza la diversión, y eso es suficiente espacio para crear toda la química cuando los electrones y los núcleos se empujan y se reorganizan en las configuraciones más estables permitidas, para maximizar la atracción general, es decir, minimizar la atracción. energía total

En el caso de un enlace iónico, las cargas son simplemente los átomos desnudos positivos y con carga negativa en general. Este es un tipo de enlace muy fuerte, y se encuentra en los cristales de sal, por ejemplo. Na (+) <—–> Cl (-) <—–> Na (+) <—-> Cl (-)
Estas redes de cargas de cristal geométricas regulares son propensas a la escisión a lo largo de los “planos”.

Los enlaces iónicos son interrumpidos por solventes como el agua, que es otro tipo de alternancia, en este caso el agua tiene sus propias “mini” cargas positivas y negativas llamadas “dipolos”. Este es un palo pequeño (como un imán de una manera) que tiene un signo positivo en un extremo y un negativo en el otro.

(+) ==== (-)

Así que de nuevo conseguimos este arreglo:

(+) ==== (-) (Na +) (-) === (+)

Y al mismo tiempo obtenemos:

(-) ==== (+) (Cl-) (+) ==== (-)

por lo que la red de cloruro de sodio se puede “disolver” en agua y los iones se mueven libremente, rodeados por una “capa de solvatación” de moléculas de agua atraídas como lagartos. Tenga en cuenta que esto no es realmente una reacción química, se puede revertir fácilmente.

Existen otras formas de unión, dos de las formas más importantes se denominan enlaces “metálicos” y enlaces “covalentes”.

Los metales también son cristales, al igual que la sal, pero ahora solo tenemos un átomo que se repite, como apilar bolas en una caja. Esta vez, sin embargo, hay un tipo especial de propiedad electrónica involucrada, que es capaz de superar la fuerza débil que mantiene un electrón en cada átomo. Estos electrones se “deslocalizan” y se propagan a lo largo del metal, por lo que efectivamente cada electrón siente la atracción de cada otro átomo positivo. Esto también tiene la ventaja de poder conducir electricidad, por lo que es una propiedad “cuántica” de las partículas de electrones del exterior que se sujetan con holgura para comportarse como si estuvieran en todas partes al mismo tiempo en el metal.

Por último puedo explicar el “enlace covalente”. Esta es una región del espacio entre dos núcleos atómicos cargados positivamente. Esta región del espacio está “habitada” por un par de electrones. Cada átomo en el par de enlaces dona un electrón al enlace.

(+) —-> (-) (-) <—– (+)

Cuando alternas así, hay una atracción global neta, pero solo hasta una cierta distancia mínima. Una vez que los aspectos positivos se acercan demasiado, comienzan a repeler de nuevo. Pero a la inversa, si se alejan el uno del otro, serán retirados nuevamente. Estos enlaces covalentes son exactamente como “resortes” electrónicos que mantienen su configuración en el espacio. El resultado neto se llama “molécula”, y el carbono es un buen ejemplo. Puedes hacer enlaces de brotes de carbono en cuatro direcciones en el espacio y construir estructuras. El caso extremo es el diamante, una red de enlaces covalentes que se repite infinitamente.

(C +) – (-) (-) – (+ C +) – (-) (-) – (+ C)

Entonces, de nuevo, es como un sistema contable, pero ¿cómo puede un átomo otorgar un préstamo al banco para crear esos cargos? ¿Dónde está el beneficio? Debe obtener algún retorno de la inversión. De donde viene eso?

Parte de la respuesta es que nuevamente tenemos una propiedad cuántica especial de los electrones que los hace comportarse como si estuvieran en dos lugares a la vez. Esto aumenta las atracciones efectivas. También hay otra propiedad de partículas importante en acción que tiene un gran efecto en el resultado:

Aunque escribí el (-) aquí como un electrón, siendo una carga negativa, en la práctica, el electrón no está presente en un punto particular en este enlace. Cada electrón es una “nube” de puntos de carga potenciales con una densidad que es más fuerte entre los núcleos. Dado que cada electrón en el enlace provino de cada átomo, la carga positiva que dejaron en ese átomo se cancela de nuevo principalmente por el efecto “smeary” del orbital molecular de electrones. El efecto neto puede ser que la molécula es en general eléctricamente neutral y está fuertemente unida por la inteligencia de estas atracciones eléctricas.

Answer 4

¡No tomemos el método convencional de enseñar que cualquiera puede copiar y pegar desde Google!

Sabemos que un átomo necesita completar su octeto para permanecer estable, ¿verdad? (El helio es la excepción que necesita completar un dueto).

Así que imagínate a ti mismo como un átomo con 11 electrones. Así que tienes 9 electrones en tu capa más externa. Pero el espacio óptimo es para 8. Por lo tanto, es posible que desees regalar 1 electrón.

Y supongamos que tengo 7 electrones en mi capa más externa, ¡así que puedo necesitar ese electrón!

Así que básicamente me necesitas y yo te necesito. Y lo has visto en las películas cuando dos amantes perdidos se unen, de repente, se transmite tanta felicidad, ¿no?

De la misma manera cuando los dos átomos se encontrarán. ¡Habrá una fuerza de atracción y la energía será liberada! ¡Esta fuerza atractiva debido a que los dos átomos permanecen juntos da como resultado el enlace químico!

Answer 5

Los seres vivos están formados por átomos, pero en la mayoría de los casos, esos átomos no solo flotan individualmente. En cambio, usualmente están interactuando con otros átomos (o grupos de átomos).

Por ejemplo, los átomos pueden estar conectados por enlaces fuertes y organizados en moléculas o cristales. O pueden formar enlaces temporales y débiles con otros átomos con los que se topan o se rozan. Tanto los enlaces fuertes que mantienen unidas a las moléculas como los enlaces más débiles que crean conexiones temporales son esenciales para la química de nuestros cuerpos y para la existencia de la vida misma.

¿Por qué formar enlaces químicos? La respuesta básica es que los átomos están tratando de alcanzar el estado más estable (energía más baja) que pueden. Muchos átomos se vuelven estables cuando su capa de valencia está llena de electrones o cuando satisfacen la regla del octeto (al tener ocho electrones de valencia). Si los átomos no tienen esta disposición, “querrán” alcanzarla ganando, perdiendo o compartiendo electrones a través de enlaces.

Iones y enlaces iónicos.

Algunos átomos se vuelven más estables al ganar o perder un electrón completo (o varios electrones). Cuando lo hacen, los átomos forman iones , o partículas cargadas. La ganancia o pérdida de electrones puede dar a un átomo una capa de electrones más externa y hacerla más estable energéticamente.

Formando iones

Iones vienen en dos tipos. Los cationes son iones positivos formados por la pérdida de electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio pierde un electrón para convertirse en un catión de sodio, [math] \ text {Na} ^ + [/ math] Na + N, a, start superscript, plus, end superscript. Los iones negativos se forman por ganancia de electrones y se llaman aniones . Los aniones se nombran utilizando el final “-ide”: por ejemplo, el anión del cloro ([math] \ text {Cl} ^ – [/ math] Cl – C, l, start superscript, minus, end superscript) Se llama cloruro.

Cuando un átomo pierde un electrón y otro átomo gana ese electrón, el proceso se llama transferencia de electrones . Los átomos de sodio y cloro son un buen ejemplo de transferencia de electrones.

El sodio (Na) solo tiene un electrón en su capa externa, por lo que es más fácil (más energéticamente favorable) que el sodio donar ese electrón que encontrar siete electrones más para llenar la capa externa. Debido a esto, el sodio tiende a perder un electrón, formando Na [math] ^ + [/ math] + start superscript, más, end superscript.

El cloro (Cl), por otro lado, tiene siete electrones en su capa externa. En este caso, es más fácil que el cloro gane un electrón que perder siete, por lo que tiende a tomar un electrón y convertirse en Cl [math] ^ – [/ math] – start superscript, minus, end superscript.

El sodio transfiere uno de sus electrones de valencia al cloro, lo que da como resultado la formación de un ion sodio (sin electrones en su carcasa 3n, que significa una capa completa 2n) y un ion cloruro (con ocho electrones en su carcasa 3n, lo que le da un octeto estable). ).

Crédito de la imagen: OpenStax Biology.

Cuando se combinan el sodio y el cloro, el sodio donará su único electrón para vaciar su cáscara, y el cloro aceptará ese electrón para llenar su cáscara. Ambos iones ahora satisfacen la regla del octeto y tienen capas externas más completas. Debido a que la cantidad de electrones ya no es igual a la cantidad de protones, cada átomo ahora es un ión y tiene un +1 (Na [math] ^ + [/ math] + start superscript, plus, end superscript) o –1 (Cl [math] ^ – [/ math] – iniciar superíndice, menos, finalizar superíndice) cargo.

En general, la pérdida de un electrón por un átomo y la ganancia de un electrón por otro átomo debe suceder al mismo tiempo: para que un átomo de sodio pierda un electrón, debe tener un receptor adecuado como un átomo de cloro.

Haciendo un enlace iónico

Los enlaces iónicos son enlaces formados entre iones con cargas opuestas. Por ejemplo, los iones de sodio cargados positivamente y los iones de cloruro cargados negativamente se atraen entre sí para producir cloruro de sodio o sal de mesa. La sal de mesa, al igual que muchos compuestos iónicos, no consiste solo en un ion sodio y un cloruro; en su lugar, contiene muchos iones dispuestos en un patrón 3D repetitivo y predecible (un cristal). [math] ^ 1 [/ math] 1 start superscript, 1, end superscript

Ciertos iones se conocen en fisiología como electrolitos (incluidos sodio, potasio y calcio). Estos iones son necesarios para la conducción de impulsos nerviosos, las contracciones musculares y el equilibrio hídrico. Muchas bebidas deportivas y suplementos dietéticos proporcionan estos iones para reemplazar las pérdidas del cuerpo a través de la sudoración durante el ejercicio.

Enlaces covalentes

Otra forma en que los átomos pueden volverse más estables es compartiendo electrones (en lugar de ganarlos o perderlos completamente), formando así enlaces covalentes . Los enlaces covalentes son más comunes que los enlaces iónicos en las moléculas de los organismos vivos.

Por ejemplo, los enlaces covalentes son clave para la estructura de las moléculas orgánicas basadas en carbono como nuestro ADN y proteínas. Los enlaces covalentes también se encuentran en moléculas inorgánicas más pequeñas, como [math] \ text H_2 \ text O [/ math] H 2 OH, subíndice inicial, 2, subíndice final, O, [math] \ text {CO} _2 [/ math] CO 2 C, O, iniciar subíndice, 2, finalizar subíndice, y [math] \ text {O} _2 [/ math] O 2 O, iniciar subíndice, 2, finalizar subíndice . Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones entre los átomos, lo que resulta en enlaces simples, dobles o triples, respectivamente. Cuantos más electrones se compartan entre dos átomos, más fuerte será su enlace.

Como ejemplo de unión covalente, veamos el agua. Una sola molécula de agua, [math] \ text H_2 \ text O [/ math] H 2 OH, subíndice inicial, 2, subíndice final, O, consta de dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Cada hidrógeno comparte un electrón con oxígeno, y el oxígeno comparte uno de sus electrones con cada hidrógeno:

Los átomos de hidrógeno comparten electrones con un átomo de oxígeno para formar enlaces covalentes, creando una molécula de agua

Crédito de la imagen: OpenStax Biology.

Los electrones compartidos dividen su tiempo entre las capas de valencia del hidrógeno y los átomos de oxígeno, dando a cada átomo algo parecido a una capa de valencia completa (dos electrones para H, ocho para O). Esto hace que una molécula de agua sea mucho más estable de lo que sus átomos componentes habrían estado solos.

Enlaces covalentes polares

Hay dos tipos básicos de enlaces covalentes: polares y no polares. En un enlace covalente polar , los electrones están desigualmente compartidos por los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que el otro. Debido a la distribución desigual de los electrones entre los átomos de diferentes elementos, se desarrollan cargas ligeramente positivas (δ +) y ligeramente negativas (δ–) en diferentes partes de la molécula.

En una molécula de agua (arriba), el enlace que conecta el oxígeno a cada hidrógeno es un enlace polar. El oxígeno es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, lo que significa que atrae a los electrones compartidos con mayor fuerza, por lo que el oxígeno del agua tiene una carga negativa parcial (tiene una alta densidad de electrones), mientras que los hidrógenos tienen cargas positivas parciales (tienen una baja densidad de electrones).

En general, las electronegatividades relativas de los dos átomos en un enlace, es decir, sus tendencias a “acaparar” electrones compartidos, determinarán si un enlace covalente es polar o no polar. Cuando un elemento es significativamente más electronegativo que el otro, el enlace entre ellos será polar, lo que significa que uno de sus extremos tendrá una carga ligeramente positiva y el otro una carga ligeramente negativa.

Enlaces covalentes no polares

Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento, o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos igual. Por ejemplo, el oxígeno molecular ([math] \ text {O} _2 [/ math] O 2 O, subíndice inicial, 2, subíndice final) no es polar porque los electrones se comparten por igual entre los dos átomos de oxígeno.

Otro ejemplo de un enlace covalente no polar se encuentra en el metano ([math] \ text {CH} _4 [/ math] CH 4 C, H, subíndice inicial, 4, subíndice final). El carbono tiene cuatro electrones en su capa más externa y necesita cuatro más para lograr un octeto estable. Los obtiene al compartir electrones con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales proporciona un único electrón. Recíprocamente, los átomos de hidrógeno necesitan cada uno un electrón adicional para llenar su capa más externa, que reciben en forma de electrones compartidos del carbono. Aunque el carbono y el hidrógeno no tienen exactamente la misma electronegatividad, son bastante similares, por lo que los enlaces carbono-hidrógeno se consideran no polares.

Tabla que muestra el agua y el metano como ejemplos de moléculas con enlaces polares y no polares, respectivamente

Imagen modificada de OpenStax Biology.

Los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de Londres.

Los enlaces covalentes e iónicos suelen considerarse enlaces fuertes. Sin embargo, otros tipos de enlaces más temporales también pueden formarse entre átomos o moléculas. Dos tipos de enlaces débiles que se ven a menudo en biología son los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de Londres.

No para ser demasiado dramático, pero sin estos dos tipos de vínculos, ¡la vida tal como la conocemos no existiría! Por ejemplo, los enlaces de hidrógeno proporcionan muchas de las propiedades del agua que sostienen la vida y estabilizan las estructuras de las proteínas y el ADN, ambos ingredientes clave de las células.

Enlaces de hidrógeno

En un enlace covalente polar que contiene hidrógeno (por ejemplo, un enlace OH en una molécula de agua), el hidrógeno tendrá una carga ligeramente positiva porque los electrones de enlace se empujan con mayor fuerza hacia el otro elemento. Debido a esta ligera carga positiva, el hidrógeno será atraído por cualquier carga negativa adyacente. Esta interacción se llama un enlace de hidrógeno .

Los enlaces de hidrógeno son comunes, y las moléculas de agua en particular forman muchos de ellos. Los enlaces de hidrógeno individuales son débiles y se rompen fácilmente, pero muchos enlaces de hidrógeno juntos pueden ser muy fuertes.

Fuerzas de dispersion de londres

Al igual que los enlaces de hidrógeno, las fuerzas de dispersión de Londres son atracciones débiles entre las moléculas. Sin embargo, a diferencia de los enlaces de hidrógeno, pueden ocurrir entre átomos o moléculas de cualquier tipo, y dependen de desequilibrios temporales en la distribución de electrones.

¿Cómo funciona? Debido a que los electrones están en movimiento constante, habrá algunos momentos en que los electrones de un átomo o molécula se agrupan, creando una carga negativa parcial en una parte de la molécula (y una carga positiva parcial en otra). Si una molécula con este tipo de desequilibrio de carga está muy cerca de otra molécula, puede causar una redistribución de carga similar en la segunda molécula, y las cargas positivas y negativas temporales de las dos moléculas se atraerán entre sí. [Math] ^ 2 [ / math] 2 start superscript, 2, end superscript

Los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de Londres son ejemplos de fuerzas de van der Waals , un término general para las interacciones intermoleculares que no involucran enlaces o iones covalentes. [Math] ^ 3 [/ math] 3 start superscript, 3, end superscript Algunos libros de texto usan el término “fuerzas de van der Waals” para referirse solo a las fuerzas de dispersión de Londres, así que asegúrese de saber qué definición está utilizando su libro de texto o su maestro.

¿Cómo funciona eso en una celda?

Los enlaces fuertes y débiles desempeñan un papel clave en la química de nuestras células y cuerpos. Por ejemplo, los enlaces covalentes fuertes mantienen unidos los componentes químicos que forman una hebra de ADN. Sin embargo, los enlaces de hidrógeno más débiles mantienen juntas las dos cadenas de la doble hélice del ADN. Estos enlaces débiles mantienen el ADN estable, pero también permiten que la célula pueda abrirlo y copiarlo.

Más generalmente, los enlaces entre los iones, las moléculas de agua y las moléculas polares se forman y se rompen constantemente en el ambiente acuoso de una célula. En este contexto, las moléculas de diferentes tipos pueden interactuar entre sí a través de atracciones débiles basadas en la carga. Por ejemplo, un Na [math] ^ + [/ math] + start superscript, más, el ion superscript final podría interactuar con una molécula de agua en un momento, y con la parte cargada negativamente de una proteína en el momento siguiente.

Lo que es realmente sorprendente es pensar que miles de millones de estas interacciones de enlaces químicos, fuertes y débiles, estables y temporales, están ocurriendo en nuestros cuerpos en este momento, manteniéndonos unidos y manteniéndonos funcionando.

Answer 6

Un enlace químico es la fuerza de atracción entre dos átomos para formar una molécula, dos átomos que comparten mutuamente los electrones o donan electrones por completo para crear cargas debido a que se atraen entre sí para formar un enlace químico.

Se forma un enlace químico entre dos átomos debido a la interacción de los electrones de valencia de la combinación de átomos. Se encontró que cada átomo tiende a completar su capa de valencia y logran la mayor estabilidad cuando adquieren una configuración de gas inerte. Los gases inertes tienen la capa más externa y no forman enlaces químicos.

El enlace químico puede ser iónico o covelente, el enlace iónico se forma mediante la transferencia completa de electrones de un átomo a otro como NaCl (el sodio transfiere un electrón a Cl). Y el enlace covelente se forma al compartir mutuamente el electrón / electrones de la forma del átomo a otro como Cl2, N2.

Answer 7

Enlace químico: la fuerza atractiva que mantiene unidos varios constituyentes (átomos, iones, etc.) en diferentes especies químicas se denomina enlace químico

Los átomos tienden a acomodarse en los patrones más estables posibles, lo que significa que tienen una tendencia a completar o completar sus órbitas electrónicas más externas. Se unen con otros átomos para hacer precisamente eso. La fuerza que mantiene unidos a los átomos en colecciones conocidas como moléculas se conoce como un enlace químico.

Hay dos tipos principales y algunos tipos secundarios de enlaces químicos:

1. enlace ionico

El deshuesado iónico implica la transferencia de un electrón, por lo que un átomo gana un electrón mientras que un átomo pierde un electrón. Uno de los iones resultantes lleva una carga negativa (anión), y el otro ión lleva una carga positiva (catión). Debido a que las cargas opuestas se atraen, los átomos se unen para formar una molécula.

2. Enlace covalente

El enlace más común en las moléculas orgánicas, un enlace covalente consiste en compartir electrones entre dos átomos. El par de electrones compartidos forma una nueva órbita que se extiende alrededor de los núcleos de ambos átomos, produciendo una molécula. Hay dos tipos secundarios de enlaces covalentes que son relevantes para la biología: enlaces polares y enlaces de hidrógeno.

3. enlace polar

Dos átomos conectados por un enlace covalente pueden ejercer diferentes atracciones para los electrones en el enlace, produciendo una carga distribuida de manera desigual. El resultado se conoce como un enlace polar , un caso intermedio entre enlaces iónicos y covalentes, con un extremo de la molécula ligeramente cargado negativamente y el otro extremo cargado positivamente.

Estos leves desequilibrios en la distribución de carga se indican en la figura con símbolos delta en minúscula con un superíndice de carga (+ o -). Aunque la molécula resultante es neutral, a distancias cercanas la distribución desigual de carga puede ser importante. El agua es un ejemplo de una molécula polar; El extremo de oxígeno tiene una ligera carga positiva, mientras que los extremos de hidrógeno son ligeramente negativos. La polaridad explica por qué algunas sustancias se disuelven fácilmente en el agua y otras no.

Enlace 4.Hidrógeno

Debido a que están polarizadas, dos moléculas de H2O (agua) adyacentes pueden formar un enlace conocido como enlace de hidrógeno , donde el átomo de hidrógeno (electronegativo) de una molécula de H2O es atraído electrostáticamente al átomo de oxígeno (electropositivo) de una molécula de agua adyacente.

En consecuencia, las moléculas de agua se unen transitoriamente en una red reticulada por hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno tienen solo alrededor de 1/20 de la fuerza de un enlace covalente, sin embargo, incluso esta fuerza es suficiente para afectar la estructura del agua, produciendo muchas de sus propiedades únicas, como alta tensión superficial, calor específico y calor de vaporización. Los enlaces de hidrógeno son importantes en muchos procesos de la vida, como en la replicación y la definición de la forma de las moléculas de ADN.

Answer 8

La respuesta es realmente muy simple, es simplemente esta curva:

(imagen tomada de sparknotes.com)

Cualquier enlace químico entre dos átomos, covalente, iónico, incluso van der waals se asociará con una curva como esta. Habrá un mínimo de energía distinta, la energía explotará hasta el infinito a medida que los átomos se acercan y van a cero a medida que los átomos se separan. Si los dos átomos están en algún lugar cerca de los mínimos de esta curva, decimos que están unidos entre sí.

Por supuesto, en los casos no son solo dos átomos, sino que muchos átomos unidos entre sí a la superficie de energía potencial pueden parecer muy diferentes de la imagen diatómica muy simple que tomé de las chispas. Sin embargo, creo que el principio fundamental de que existirá una posición en la que la energía potencial se minimiza y que esta posición es lo que entendemos por el átomo que se está uniendo, será verdad independientemente.

Answer 9

Es el proceso de formación de enlace químico, que es básicamente una fuerza de atracción que une dos átomos, lo que resulta en la formación de moléculas.
Los enlaces químicos pueden ser:
1.Covalente (Ex-agua) -formado por compartir electrones. Este es el más fuerte.
2.Electrovalente (Ex-sal): formado por la atracción entre un ion positivo y un negativo.
3. El enlace metálico se encuentra en metales puros, formados por la presencia de un ‘mar de electrones’ entre los átomos, que también es responsable de la conducción de la electricidad.
Enlaces intermoleculares: son enlaces entre moléculas y no átomos. Por ejemplo, enlaces de hidrógeno (en el hielo), interacciones dipolo-dipolo, etc.
Enlaces químicos

Answer 10

Un proceso o, más bien, un tipo de reacción química experimentada para obtener una configuración electrónica estable y tener una estructura de shell de valencia de octeto o dupleto.

Tres tipos predominantes de enlaces químicos a saber,

{Fuertes fuerzas electrostáticas de atracción entre}

Metálico: {} cationes metálicos cargados positivamente y mar cargado negativamente de electrones deslocalizados

Iónico: {} cationes metálicos cargados positivamente y aniones no metálicos cargados negativamente

Covalente: {} par compartido de electrones de valencia y núcleo

El enlace covalente contiene tres tipos de fuerzas intermoleculares de atracciones, a saber:

¿Son fuertes las fuerzas intermoleculares entre las moléculas covalentes?

“No son generalmente débiles. Las fuerzas intermoleculares de atracción son específicamente interacciones dipolo inducidas temporalmente por dipolo (tdid). Interacciones dipolo – dipolo permanente (PDD) y enlaces de hidrógeno dispuestos en orden ascendente de fuerza.

La TDID se ve afectada por la masa molecular y el área de superficie. Cuando hay una masa molecular baja, menor número de electrones, menor tamaño de la nube de electrones, menor facilidad de distorsión de la nube de electrones, los dipolos temporales se inducen con menos facilidad, hay menor intensidad, se requiere menos energía para romper y superar el relativamente débil intermolecular Fuerzas de atracción y por lo tanto menor punto de fusión o ebullición. Se encuentra predominantemente en moléculas homonucleares no polares, aunque existe en TODAS las moléculas. Las moléculas no polares tienen una distribución uniforme de electrones, el mismo tamaño de la nube de electrones y sus momentos dipolares (medida de separación de cargas) se cancelan debido a la misma magnitud. No son polares, ya que tienen la misma electronegatividad, es decir, la misma tendencia a atraer un par de electrones de unión a sí mismos, por lo que no se formarán cargas parciales. También tienen disposición simétrica. Los ejemplos son moléculas de halógeno diatómicas, gas noble.

Pdd es polar. Tienen una distribución desigual de electrones y, por lo tanto, un tamaño diferente de la nube de electrones (la densidad de carga de electrones varía). Se les conoce como heteronucleares debido a la variabilidad de la electronegatividad y la disposición asimétrica. Tienen enlaces covalentes polares y los momentos dipolares no se cancelan debido a la magnitud variable.

La unión de hidrógeno es una fuerte fuerza electrostática de atracciones entre el ion H + protónico cargado positivamente directamente unido a un par de electrones solitario con carga negativa en un átomo de N, O o F muy electronegativo. Es el tipo más fuerte (en relación con los otros dos) de la fuerza de Van der Waals “.

Answer 11

La respuesta a esta pregunta está dentro del generador de preguntas que es “enlace químico”. Solo vea las palabras – química, enlace … Ahora, averigüe el significado de estos dos por separado … ¿Qué queremos decir con química? No es una sola palabra, ya que está compuesta por un conjunto de moléculas, reactivos, átomos, especies reactivas que llevan a cabo algunas reacciones, iones, etc. Ahora, el segundo es el enlace: una conectividad fuerte o algo que conecta los dos objetos distintos o la materia. Ahora, teniendo en cuenta estos dos significados, avanzaremos hacia la química y definiremos en palabras químicas el enlace químico como la fuerza que conecta a las dos especies o entidades químicas entre sí. Sobre la base de la naturaleza de las especies químicas, la fuerza que las conecta se nombra de manera diferente. Como cuando hablamos de no metal y no metal, entonces existe un enlace covalente … Y así, así …

Answer 12

Aquí hay una idea brillante, usemos Google y busquemos en “definir enlace químico”. Sorprende lo que surja.

Un enlace químico es una atracción duradera entre átomos, iones o moléculas que permite la formación de compuestos químicos. El enlace puede ser el resultado de la fuerza de atracción electrostática entre iones de carga opuesta como en los enlaces iónicos; o mediante el intercambio de electrones como en enlaces covalentes. La fuerza de los enlaces químicos varía considerablemente; existen “enlaces fuertes” o “enlace primario”, como los enlaces metálicos, covalentes o iónicos, y los “enlaces débiles” o “enlace secundario”, como la interacción dipolo-dipolo, la fuerza de dispersión de Londres y el enlace de hidrógeno.

Ahora no fue tan fácil? Un estudiante de cuarto grado podría hacerlo.

Answer 13

El enlace químico es una especie de fuerza atractiva entre dos especies que los une. El enlace químico se clasifica en dos categorías: la fuerza primaria y la secundaria.

La fuerza primaria está presente entre los átomos. Como el enlace iónico, el enlace covalente, el enlace de coordenadas y el enlace metálico.

Mientras que la fuerza secundaria está presente entre las moléculas (que están formadas por átomos unidos con la fuerza primaria). Como el enlace H, la interacción dipolo dipolo, dipolo inducido dipolo. Interacción e dipolo inducido inducida por la interacción dipolo (también llamada fuerza de Vanderwaal).

Espero que haya sido sencillo y claro.

Answer 14

El metal no iónico al metal no covalente no metálico en términos de reacciones intermoleculares y otras reacciones intramoleculares existen. Esto es muy generalista, así que tómalo por lo que vale.

Ionic infiere una transferencia de electrones y significa que los átomos pueden hidratarse en el agua y romperse en iones, de ahí el nombre. Los enlaces covalentes son mucho más fuertes e infieren un intercambio de electrones. Casi todo lo que involucra enzimas en bioquímica trata con una modificación covalente. Es decir, las Moléculas se modifican para que los átomos se agreguen de manera irreversible (o se separen con gran dificultad)

Los enlaces metálicos se producen cuando los iones se calientan a temperaturas extremadamente altas o se someten a una gran corriente electromagnética y forman un mar de electrones y los electrones fluyen literalmente de un átomo a otro sin ninguna forma de resistencia.

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Tenga en cuenta que también existen otras interacciones intramoleculares, como el enlace de hidrógeno (enlace entre [hidrógeno] y oxígeno / nitrógeno / flúor, así como interacciones débiles, como el dipolo inducido por dipolo, van see Waals, fuerzas de dispersión de Londres.

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Realmente no estoy demasiado familiarizado con las interacciones intramoleculares débiles, por lo que no hablaré de ello aquí. Pero diré que el enlace de hidrógeno es responsable del punto de ebullición extremadamente alto del agua en relación con la pinta de H2S en ebullición, que se encuentra en el mismo grupo atómico que el oxígeno, y por lo tanto el H2S debería tener un punto de ebullición y fusión similar al H2O pero no llega a ninguna parte cerca.

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Answer 15

Un enlace es solo una fuerza entre múltiples átomos que los mantiene unidos. Ellos son A covalentes o B iónicos.

Los enlaces covalentes son enlaces que dos átomos “comparten” un electrón (es). Los enlaces iónicos son donde un electrón se transfiere de 1 átomo a otro, y el electrón crea una carga positiva o negativa.

Los enlaces iónicos son más fuertes porque el electrón une a los átomos y los acerca y los covalentes los dejan más alejados y sujetos a fuerzas externas y otros átomos.

Answer 16

Un enlace químico es una fuerza de atracción que mantiene dos o más átomos juntos

Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos. Un compuesto estable ocurre cuando la energía total de la combinación tiene menor energía que los átomos separados. El estado unido implica una fuerza de atracción neta entre los átomos … un enlace químico.

Los enlaces químicos covalentes implican el intercambio de un par de electrones de valencia por dos átomos, en contraste con la transferencia de electrones en enlaces iónicos. Tales enlaces conducen a moléculas estables si comparten electrones de tal manera que creen una configuración de gas noble para cada átomo

En los enlaces químicos, los átomos pueden transferir o compartir sus electrones de valencia. En el caso extremo en que uno o más átomos pierden electrones y otros átomos los ganan para producir una configuración electrónica de gas noble, el enlace se denomina enlace iónico.

Answer 17

Estas son solo fuerzas que mantienen unidos los átomos de dos elementos.

Dependiendo de la transferencia compartida y completa de los electrones, los enlaces pueden ser covalentes, coordinados / dativos o iónicos.

Y, dependiendo del patrón superpuesto de orbitales de átomos que interactúan, los enlaces pueden clasificarse como enlace sigma y enlace pi.

feliz aprendizaje 🙂

Answer 18

Un enlace químico es en realidad solo una forma de expresar la distancia entre dos átomos en un compuesto. Las longitudes de los enlaces a menudo se miden en nanómetros o centímetros recíprocos o angstroms. Un enlace doble es más corto que un enlace simple, y un enlace triple es bastante corto. Todos los enlaces entre los átomos son solo una medida de la distancia que están separados unos de otros.

Answer 19

Es una atracción duradera entre dos átomos que resulta en una fuerte interacción. Esto difiere de un enlace físico, que se produce debido a la polaridad (áreas de alta carga positiva y negativa) que hacen que los compuestos se agrupen.

Así que un enlace químico se puede descomponer en:

Enlace metálico

Enlace covalente

Enlace iónico

En un enlace metálico, los átomos del metal se mantienen unidos por un “mar” de electrones que existe entre cada átomo (hecho curioso este mar de electrones es la razón por la cual los metales son dúctiles, debido a la “unión no direccional”).

En un enlace covalente, dos átomos vecinos comparten sus electrones entre sí, de forma similar a si ves a alguien que sostiene la mano de otra persona. Por ejemplo, en el oxígeno, existen dos moléculas una al lado de la otra porque cada molécula O tiene dos electrones de valencia faltantes. Cada molécula de oxígeno dona un electrón al otro y esto los une para formar un enlace covalente estable

Los enlaces iónicos son similares a los enlaces covalentes, excepto que el “catión” de metal dona un electrón permanentemente a la banda de valencia del “anión” no metálico. Un ejemplo aquí es el NaCl. En este caso, el sodio tiene un electrón adicional en su capa externa y el cloro tiene un electrón faltante en su capa externa. Por lo tanto, Na dona un electrón para estabilizar Cl y, por lo tanto, se forma un enlace fuerte y estable.

Answer 20

Un enlace químico es una atracción duradera entre los átomos que permite la formación de compuestos químicos. El enlace puede ser el resultado de la fuerza de atracción electrostática entre átomos con cargas opuestas, o al compartir electrones como en los llamados enlaces covalentes. La fuerza de los enlaces químicos varía considerablemente; existen “enlaces fuertes”, como los enlaces covalentes o iónicos y los “enlaces débiles”, como el dipolo – dipolo atracción, la fuerza de dispersión de Londres y el enlace de hidrógeno.