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

Grado 11 → Enlace Químico y Estructura Molecular ↓


Teoría del enlace de valencia


La teoría del enlace de valencia es un concepto importante para entender cómo los átomos se unen para formar moléculas. Esta teoría explica la naturaleza del enlace químico como la superposición de orbitales atómicos, conduciendo a la formación de nuevas estructuras moleculares. Explorando la teoría del enlace de valencia en profundidad, podemos entender cómo los átomos logran estabilidad en las moléculas a través de enlaces.

Introducción a la teoría del enlace de valencia

La teoría del enlace de valencia (TEV) fue desarrollada por Linus Pauling y otros para proporcionar una explicación de la formación y naturaleza de los enlaces químicos. La idea principal detrás de la TEV es emparejar orbitales atómicos para formar enlaces químicos, donde se considera que los electrones ocupan orbitales atómicos superpuestos entre dos átomos.

Principios básicos

  • Orbitales atómicos: Los electrones ocupan lugares alrededor del átomo llamados orbitales atómicos, como los orbitales s, p, d y f.
  • Superposición de orbitales atómicos: Cuando estos orbitales atómicos se superponen en el espacio, se forma un enlace químico.
  • Emparejamiento de electrones: Una vez que ocurre la superposición, los electrones de cada átomo forman pares, de modo que los átomos se mantienen unidos por la atracción mutua hacia el par de electrones compartido.
  • Hibridación: Los orbitales atómicos pueden mezclarse para formar nuevos orbitales híbridos que afectan la geometría de las moléculas.

Superposición de orbitales atómicos

El concepto principal de la teoría del enlace de valencia gira en torno a la superposición de orbitales atómicos. Cuando los átomos se acercan, sus orbitales comienzan a superponerse. La extensión y el tipo de superposición determinan la fuerza y el tipo de enlaces que se forman.

Tipos de superposición

  1. Superposición frontal (enlace sigma, σ): Los orbitales atómicos se superponen de frente, formando enlaces sigma. Esta superposición se forma a lo largo del eje que conecta los dos núcleos y suele ser muy fuerte.
  2. Superposición lateral (enlace pi, π): Los enlaces pi se forman por la superposición lateral de orbitales atómicos. Estos generalmente son más débiles que los enlaces sigma y se forman por encima y por debajo del plano de los átomos enlazados.

A continuación se muestra una ilustración visual para ayudarle a entender estas superposiciones. Considere dos átomos cuyos nubes de electrones se están acercando:

Superposición σ Superposición π

Formación de enlaces covalentes

Según la teoría del enlace de valencia, los enlaces covalentes se describen por la superposición de orbitales atómicos de dos átomos, resultando en el compartimiento de electrones. Veamos cómo funciona esto con moléculas sencillas como H2, Cl2 y HCl.

Ejemplo 1: Molécula de hidrógeno (H2)

La formación de una molécula de hidrógeno implica la superposición de los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno.

H - H

Cuando cada átomo de hidrógeno se acerca, sus orbitales 1s se superponen, formando un orbital molecular de enlace, que es un enlace sigma, σ(1s). El enlace se representa simplemente como H–H.

Ejemplo 2: Molécula de cloro (Cl2)

En la molécula de cloro, el enlace se forma por la superposición de los orbitales 3p de los dos átomos de cloro.

Cl - Cl

Cada átomo de cloro tiene un orbital 3p semilleno. Cuando se superponen, se forma un enlace sigma, σ(3p), y la molécula se representa como Cl–Cl.

Ejemplo 3: Cloruro de hidrógeno (HCl)

En el cloruro de hidrógeno, se forma un enlace covalente entre el átomo de hidrógeno y el átomo de cloro.

H - Cl

El orbital 1s del hidrógeno se superpone con el orbital 3p del cloro, formando un enlace sigma, σ(1s, 3p). Este enlace se representa como H–Cl.

El concepto de hibridación

La hibridación es uno de los conceptos clave dentro de la teoría del enlace de valencia que explica por qué ciertos átomos forman ciertas formas en las moléculas. Cuando los átomos se hibridan, sus orbitales atómicos se combinan para formar nuevos orbitales híbridos de niveles de energía similares, que ayudan a obtener una geometría molecular particular.

Tipos de hibridación

  • Hibridación sp: Este tipo involucra un orbital s y un orbital p, resultando en la formación de dos orbitales híbridos sp idénticos. Se ve en moléculas como el acetileno (C2H2).
  • Hibridación sp2: Aquí, un orbital s se combina con dos orbitales p para formar tres orbitales híbridos sp2. Un ejemplo común de esto es la molécula de etileno (C2H4).
  • Hibridación sp3: En este caso, un orbital s se combina con tres orbitales p, formando cuatro orbitales híbridos sp3 equivalentes. El metano (CH4) es un ejemplo de este tipo de hibridación.

Mirando la hibridación con un ejemplo: metano (CH4)

La molécula de metano, CH4, es un ejemplo perfecto de hibridación sp3:

C H H

El carbono en el metano utiliza orbitales híbridos sp3, dando una geometría tetraédrica. Cada átomo de carbono forma un enlace sigma con un átomo de hidrógeno a través de la superposición de los orbitales híbridos sp3 con los orbitales 1s de hidrógeno.

Limitaciones de la teoría del enlace de valencia

Aunque la teoría del enlace de valencia proporciona un marco fundamental para entender el enlace molecular, tiene sus limitaciones en comparación con la teoría más avanzada del orbital molecular:

  • La TEV no explica adecuadamente las propiedades magnéticas de algunas moléculas, como O2.
  • Esta teoría puede volverse complicada en el caso de moléculas con electrones deslocalizados, como el benceno.
  • La TEV tiene dificultades para proporcionar niveles de energía precisos para moléculas complejas.

Conclusión

La teoría del enlace de valencia proporciona una representación estructural de cómo los átomos se unen y comparten electrones para formar moléculas. Enfatiza el enlace por pares de electrones, la hibridación y la disposición espacial, lo cual es importante para entender la geometría y la reactividad de las moléculas. Aunque tiene sus limitaciones, sigue siendo una teoría fundamental en el enlace químico y la estructura molecular para profesores y estudiantes.


Grado 11 → 4.6


U
username
0%
completado en Grado 11

← Anterior (4.5)
Teoría VSEPR
Siguiente (4.7) →
Hibridación y sus tipos

Comentarios 



Teoría del enlace de valencia

https://www.chemistryelite.com/g11/4.6?ceal=es