Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico


El enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico es uno de los conceptos fundamentales para entender cómo los átomos se combinan para formar moléculas. Esta teoría destaca el papel de los electrones en la formación o ruptura de enlaces y tiene como objetivo explicar cómo los átomos logran configuraciones electrónicas estables, a menudo llamadas configuraciones de octeto. Discutamos este enfoque en detalle.

Contexto histórico

A principios del siglo XX, los químicos Walter Kossel y Gilbert N. Lewis presentaron de manera independiente teorías sobre el enlace químico centradas en los electrones. Observaron que los compuestos más estables se forman cuando los átomos logran una configuración electrónica estable similar a la de los gases nobles. Esta observación fue el nacimiento de la regla del octeto.

Regla del octeto

La regla del octeto requiere que los átomos formen enlaces de tal manera que tengan ocho electrones en su capa de valencia, resultando en una configuración electrónica estable similar a la de los gases nobles. Esto se puede lograr compartiendo, ganando o perdiendo electrones.

        Representación general de la Regla del Octeto: Configuración de Gas Noble: ns 2 np 6 Donde n representa el número cuántico principal que indica la capa más externa.

Naturaleza de los enlaces químicos

Según la teoría de Kossel-Lewis, diferentes tipos de enlaces químicos surgen debido a la interacción de los electrones entre átomos.

Enlace iónico

Walter Kossel se enfocó principalmente en la formación de enlaces iónicos. Los enlaces iónicos se forman cuando hay una transferencia completa de electrones de un átomo a otro, resultando en la formación de iones cargados. Por ejemplo, cuando un átomo de sodio (Na) transfiere electrones a un átomo de cloro (Cl), forman un ion sodio (Na +) y un ion cloruro (Cl -), resultando en cloruro de sodio (NaCl).

        Ejemplo de Formación de Enlace Iónico: Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1) + Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5) ➡ Na + + Cl - ➡ NaCl

Esta transferencia resulta en una atracción electrostática entre los iones cargados de forma opuesta, manteniéndolos juntos en una red iónica.

Enlaces covalentes

Gilbert N. Lewis discutió principalmente los enlaces covalentes, donde los átomos comparten pares de electrones para satisfacer la regla del octeto. En el enlace covalente, los electrones compartidos mantienen a los átomos unidos. Un ejemplo clásico de esto es la molécula de hidrógeno (H 2), donde dos átomos de hidrógeno forman una molécula estable compartiendo sus electrones solitarios.

        Ejemplo de Formación de Enlace Covalente: H (1s 1) + H (1s 1) ➡ H 2

Para una representación visual, considere la molécula de agua (H 2O), donde un átomo de oxígeno comparte electrones con dos átomos de hidrógeno:

        [ O ]--[ H ] | [ H ]

Estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis son diagramas que muestran los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares solitarios de electrones presentes en la molécula. Son formas simples de mostrar dónde y cómo se están compartiendo o transfiriendo electrones, y facilitan la comprensión del enlace químico.

Siga estos pasos para dibujar una estructura de Lewis:

  1. Identifique el número total de electrones de valencia en la molécula.
  2. Organice los átomos, determine el átomo central (usualmente el menos electronegativo).
  3. Use pares de electrones para formar enlaces entre átomos e intente ajustar todos los átomos para satisfacer la regla del octeto.
  4. Si queda algún electrón, colóquelo como un par solitario en el átomo central u otro lugar si es necesario.
  5. Pueden ser necesarios enlaces dobles o triples para obtener un octeto.

Ejemplo: Para el dióxido de carbono (CO 2):

        Total de electrones de valencia = 4 (Carbono) + 6*2 (Oxígeno) = 16 O=C=O El oxígeno forma enlaces dobles con el carbono para satisfacer el octeto.
    
         .. O=C=O ..

Limitaciones y excepciones de la regla del octeto

Aunque la regla del octeto se aplica ampliamente, hay algunas excepciones notables, incluyendo:

Octeto incompleto

Algunos elementos son estables con menos de ocho electrones en su capa de valencia. El boro en BF 3 es un ejemplo común.

        Estructura de Lewis de BF 3: F | B--F | F El boro es estable con seis electrones de valencia.

Octeto expandido

Los elementos en el tercer período y más allá pueden expandir sus capas de valencia para tener más de ocho electrones. Considere PF 5:

        Estructura de Lewis de PF 5: F | F--P--F | FF El fósforo puede sostener 10 electrones de valencia.

Radicales libres

Las moléculas con un número impar de electrones tienen electrones no apareados y se llaman radicales libres. Por ejemplo, el óxido nítrico (NO):

        Estructura de Lewis de NO: .. N--O El nitrógeno tiene siete electrones de valencia llevando a un electrón no apareado.

Conclusión

El enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico proporciona información importante sobre la naturaleza de los enlaces químicos. Al considerar la transferencia y el compartimiento de electrones, proporciona un marco para entender las estructuras y propiedades moleculares. A pesar de sus limitaciones y excepciones, la regla del octeto sirve como una herramienta útil para predecir cómo se enlazan los átomos, conduciendo a la formación de moléculas con propiedades diversas.

En general, las contribuciones de Kossel y Lewis marcan un hito importante en el campo del enlace químico, estableciendo conceptos fundamentales que continúan informando la química moderna.


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Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico

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