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  2. Química orgánica  2.1. Mecanismo de reacción  2.1.1. Reacciones de sustitución nucleofílica  2.1.2. Reacciones de adición electrofílica  2.1.3. Reacciones de eliminación  2.1.4. Reacciones de reordenamiento  2.1.5. Reacciones radicales  2.1.6. Reacciones pericíclicas  2.2. Espectroscopia y determinación estructural  2.2.1. Espectroscopía UV-Vis  2.2.2. Espectroscopia IR  2.2.3. Espectroscopía de RMN  2.2.4. Espectrometría de Masa  2.2.5. Cristalografía de rayos X  2.3. Estereoscópico  2.3.1. Quiralidad y actividad óptica  2.3.2. Análisis estructural  2.3.3. Isomería geométrica  2.3.4. Estereoquímica Dinámica  2.4. Química Organometálica  2.4.1. Reactivos de organolitio y organomagnesio  2.4.2. Reacciones de acoplamiento cruzado catalizadas por paladio  2.4.3. Complejos de metales de transición  2.4.4. Enlace metal-carbono  2.5. Química de polímeros  2.5.1. Mecanismo de polimerización  2.5.2. Características de los Polímeros  2.5.3. Polímero Biodegradable  2.5.4. Polímero conductor  2.5.5. Polímeros supramoleculares  2.6. Química medicinal  2.6.1. Diseño y desarrollo de fármacos  2.6.2. Farmacocinética y farmacodinámica  2.6.3. Relaciones estructura-actividad  2.6.4. Acoplamiento molecular y selección de fármacos
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Teoría del campo cristalino  3.1.2. Teoría del campo de ligandos  3.1.3. Serie espectroquímica  3.1.4. Quelación y estabilidad  3.2. Química Organometálica  3.2.1. Carbonilos Metálicos  3.2.2. Catalysis por complejos organometálicos  3.2.3. Metalocenos  3.3. Química bioinorgánica  3.3.1. Metaloproteínas y enzimas  3.3.2. El rol de los metales en los sistemas biológicos  3.3.3. Transporte y almacenamiento de iones metálicos  3.4. Química del estado sólido  3.4.1. Estructuras Cristalinas  3.4.2. Teoría de bandas de los sólidos  3.4.3. Superconductors  3.4.4. Defectos en el cristal  3.5. Lantánidos y Actínidos  3.5.1. Configuración electrónica en lantánidos y actínidos  3.5.2. Química de coordinación de los lantánidos  3.5.3. Propiedades Magnéticas de los Lantánidos
  4. Química analítica  4.1. Cromatografía  4.1.1. Cromatografía de Gases  4.1.2. Cromatografía Líquida de Alta Resolución  4.1.3. Cromatografía en Capa Fina  4.2. Técnicas Espectroscópicas  4.2.1. Espectroscopía de absorción atómica  4.2.2. Difracción de rayos X  4.2.3. Espectroscopía de plasma acoplado inductivamente  4.3. Métodos electroanalíticos  4.3.1. Potenciometría  4.3.2. Voltametría  4.3.3. Colometría  4.4. Espectrometría de masas  4.4.1. Técnica de Ionización  4.4.2. Patrón de Fragmentación  4.5. Chemometría  4.5.1. Análisis multidisciplinario  4.5.2. Aprendizaje Automático en Química
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Teoría del enlace de valencia


La teoría del enlace de valencia (VB) es un aspecto fundamental de la química cuántica y presenta una descripción detallada de cómo los átomos se juntan para formar moléculas. Destaca la importancia del emparejamiento de electrones y explica cómo se forman los enlaces químicos cuando los orbitales atómicos se superponen. En la teoría VB, los enlaces se forman cuando los orbitales atómicos se superponen y estas superposiciones resultan en el compartimiento de pares de electrones entre átomos. Este compartimiento lleva a la formación de enlaces no covalentes o covalentes, que son las interacciones fundamentales entre átomos.

Antecedentes históricos

Las raíces de la teoría del enlace de valencia se pueden rastrear hasta principios del siglo XX. Se desarrolló a medida que los científicos refinaban su comprensión de las estructuras atómicas y las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Gilbert N. Lewis introdujo por primera vez el concepto de compartición de electrones en 1916, una idea que se convirtió en central para entender los enlaces covalentes. Más tarde, Linus Pauling y Walter Heitler desarrollaron estas bases, estableciendo la teoría VB como un modelo importante en la unión química.

Conceptos fundamentales

En el núcleo de la teoría VB, los enlaces se ven como emparejamientos de electrones donde los orbitales se superponen. Vamos a profundizar en algunos conceptos clave.

Orbitales atómicos e hibridación

Los orbitales atómicos son regiones en un átomo donde es más probable encontrar electrones. Estos orbitales pueden combinarse para formar orbitales híbridos, que se superponen durante la formación de moléculas. El proceso de hibridación involucra mezclar diferentes tipos de orbitales (s, p, d, etc.) para formar nuevos orbitales híbridos. Por ejemplo:

        Hibridación sp^3: combinando un orbital s y tres p para formar cuatro orbitales sp^3 equivalentes.
        Hibridación sp^2: combinando un orbital s y dos p para formar tres orbitales sp^2 equivalentes.
        Hibridación sp: combinando un orbital s y un orbital p para formar dos orbitales sp equivalentes.

Superposición de orbitales

La fuerza y la naturaleza de un enlace químico dependen del grado de superposición entre los orbitales atómicos. Hay dos tipos principales de superposición:

  • Enlace sigma (σ): Este es el tipo más fuerte de enlace covalente, formado por la superposición extremo a extremo de orbitales. Por ejemplo, cuando dos orbitales s o un orbital s y un p se superponen, se forma un enlace sigma. El enlace HH en H 2 es un ejemplo clásico de un enlace sigma.
  • Enlace pi (π): Este enlace se forma por la superposición lateral de orbitales p y usualmente es más débil que el enlace sigma. En enlaces dobles y triples, uno es un enlace sigma y el resto son enlaces pi. Por ejemplo, la molécula O 2 tiene un enlace sigma y un enlace pi.

Ejemplo visual: etileno (C 2 H 4)

El etileno es una molécula simple que muestra la superposición de orbitales en la teoría VB. Considere cómo los átomos de carbono en el etileno hibridan y forman enlaces:

        Hibridación de átomos de carbono: sp^2

Cada carbono en el etileno usa orbitales híbridos sp^2 para formar enlaces sigma con átomos de hidrógeno y otros átomos de carbono. Los orbitales p de los átomos de carbono se superponen para formar enlaces pi.

C C

En este diagrama, la línea azul representa la superposición sigma, mientras que la curva roja representa la superposición pi.

Modelo de Pauling y Heitler

Linus Pauling y Walter Heitler avanzaron significativamente la teoría VB al incorporar la mecánica cuántica en la comprensión de los enlaces químicos. Su modelo implica calcular funciones de onda para describir la posición y energía del electrón en la molécula. Este método permite una comprensión cuantitativa de las energías y ángulos de los enlaces.

Comparación con la teoría de orbitales moleculares

Mientras que la teoría VB se centra en el emparejamiento localizado de electrones y la superposición de orbitales, la teoría de orbitales moleculares (MO) proporciona un enfoque deslocalizado. La teoría MO describe los electrones como ocupando orbitales moleculares que engloban toda la molécula en lugar de estar restringidos a átomos individuales. Cada teoría tiene sus propias fortalezas:

  • Teoría VB: Capaz de explicar mejor la resonancia, la hibridación y posiciones de enlace individuales.
  • Teoría MO: Más efectiva para comprender propiedades magnéticas y distribución de electrones en una molécula.

Aplicaciones de la teoría del enlace de valencia

La teoría VB proporciona información sobre las propiedades químicas y físicas de los compuestos. Algunas aplicaciones incluyen:

  • Reactividad química: La teoría VB ayuda a predecir reacciones basadas en la fuerza y naturaleza de los enlaces químicos.
  • Ciencia de materiales: Comprensión de la unión en materiales como grafito o diamante, que está directamente relacionada con sus propiedades.
  • Espectroscopía: Interpretación de datos sobre vibraciones y rotaciones moleculares en términos de detalles de enlace.

Desafíos y limitaciones

La teoría VB es poderosa, pero tiene sus limitaciones. Puede ser menos efectiva en sistemas con electrones altamente deslocalizados, como en metales o grandes moléculas orgánicas. Además, la complejidad de resolver manualmente las funciones de onda limita su uso práctico sin asistencia computacional.

Conclusión

La teoría del enlace de valencia sigue siendo un marco importante en la química cuántica, proporcionando una forma robusta de entender cómo los átomos se unen en moléculas. A pesar de sus limitaciones, proporciona valiosos insights sobre el comportamiento de los sistemas químicos y sigue siendo una herramienta relevante para los químicos de todo el mundo.


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