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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Orden de enlace y estabilidad


La teoría de los orbitales moleculares (TOM) es un concepto esencial en química que nos ayuda a entender cómo los átomos se combinan para formar moléculas. Proporciona información sobre la estructura electrónica de las moléculas y nos permite predecir muchas de sus propiedades. Dos aspectos importantes de esta teoría son el orden de enlace y la estabilidad. Vamos a explorar estos conceptos en detalle.

Introducción a los orbitales moleculares

Antes de profundizar en el orden de enlace y la estabilidad, es importante entender qué son los orbitales moleculares. Cuando los átomos se combinan para formar moléculas, sus orbitales atómicos (como los orbitales s y p) se solapan para formar orbitales moleculares que se extienden a lo largo de la molécula.

Principalmente hay dos tipos de orbitales moleculares:

  • Orbitales moleculares de enlace (sigma, pi): Estos orbitales reducen la energía del sistema y ayudan a mantener los átomos unidos.
  • Orbitales moleculares antienlazantes (sigma*, pi*): Estos orbitales aumentan la energía del sistema y pueden debilitar o impedir el enlace.
H₂ → 1 H + 1 H → H₂ Solapamiento de orbitales: H 1s + H 1s = σ(1s), σ*(1s)

Consideremos la molécula más simple, el dihidrógeno (H₂). Cada átomo de hidrógeno tiene un electrón en su orbital 1s. Cuando estos orbitales se superponen, forman un orbital enlazante (sigma(1s)) y un orbital antienlazante (sigma*(1s)).

Orden de enlace

El orden de enlace es un concepto utilizado para determinar la fuerza y estabilidad de los enlaces en una molécula. Se calcula en función de los electrones presentes en los orbitales moleculares de enlace y antienlazantes. La fórmula para el orden de enlace es:

Orden de enlace = (Número de electrones en orbitales de enlace - Número de electrones en orbitales antienlazantes) / 2

El orden de enlace nos proporciona valiosa información:

  • Longitud de enlace: Un orden de enlace más alto generalmente indica una longitud de enlace más corta.
  • Fuerza de enlace: Un orden de enlace más alto significa enlaces más fuertes.
  • Estabilidad molecular: Las moléculas con un orden de enlace positivo son generalmente más estables.

Ejemplo

Vamos a calcular el orden de enlace para algunas moléculas.

Molécula de hidrógeno (H₂)

En la molécula H₂, tenemos lo siguiente:

  • Electrones de enlace en el orbital sigma(1s): 2
  • Electrones antienlazantes en el orbital sigma*(1s): 0
Orden de enlace = (2 - 0) / 2 = 1

El orden de enlace de H₂ es 1, lo que sugiere un enlace sencillo entre los dos átomos de hidrógeno.

Molécula de helio (He₂)

Consideremos la molécula hipotética He₂:

  • Electrones de enlace en el orbital sigma(1s): 2
  • Electrones antienlazantes en el orbital sigma*(1s): 2
Orden de enlace = (2 - 2) / 2 = 0

El orden de enlace de He₂ es 0, lo que indica que la molécula no es estable y no existe en condiciones normales.

Molécula de oxígeno (O₂)

La molécula O₂ está involucrada en una unión pi debido a sus orbitales:

  • Electrones de enlace: 8 (sigma(2s), sigma(2p_z), pi(2p_x, 2p_y))
  • Electrones antienlazantes: 4 (sigma*(2s), pi*(2p_x, 2p_y))
Orden de enlace = (8 - 4) / 2 = 2

El orden de enlace de O₂ es 2, lo que indica el doble enlace entre los átomos de oxígeno.

Estabilidad molecular

La estabilidad molecular está estrechamente relacionada con el orden de enlace. Un orden de enlace positivo significa que los orbitales de enlace tienen más electrones que los orbitales antienlazantes, lo que contribuye a la estabilidad de la molécula. En contraste, un orden de enlace cero o negativo generalmente indica inestabilidad.

Factores que afectan la estabilidad

  • Energía de enlace: Los órdenes de enlace más altos se correlacionan con una mayor energía de enlace, haciendo los enlaces más fuertes.
  • Estructura electrónica: La distribución equilibrada de electrones en orbitales de enlace y barrera contribuye a la estabilidad.
  • Configuración atómica: Incluso si el orden de enlace es positivo, la configuración de los átomos y sus interacciones pueden afectar la estabilidad general.

Aplicaciones en el mundo real

Entender el orden de enlace y la estabilidad tiene aplicaciones prácticas en química y ciencia de materiales. Estos conceptos ayudan a predecir el comportamiento molecular en diversas reacciones químicas y procesos.

Síntesis de nuevos compuestos

Al calcular los órdenes de enlace, los químicos pueden predecir la fuerza y estabilidad de nuevos compuestos, lo que facilita el proceso de síntesis.

Física

La estabilidad y las propiedades de las sustancias, como su dureza y punto de fusión, a menudo están vinculadas al orden de enlace de sus moléculas constituyentes.

Sistemas biológicos

En sistemas biológicos, la estabilidad del DNA, las proteínas y otras moléculas es importante para la función. La teoría de los orbitales moleculares ayuda a entender estos aspectos.

Conclusión

La teoría de los orbitales moleculares describe hermosamente cómo se forman y rompen los enlaces en el contexto de sistemas cuántico-mecánicos. El orden de enlace, derivado de esta teoría, es una herramienta poderosa para predecir propiedades moleculares y estabilidad. Como hemos visto, los órdenes de enlace más altos generalmente conducen a enlaces más fuertes y estables, lo que sirve como una guía para entender sistemas moleculares nuevos y complejos.

En conclusión, al explorar el orden de enlace y su relación con la estabilidad molecular, los estudiantes obtienen una comprensión más profunda del enlace químico, equipándolos con conocimientos vitales para estudios avanzados y aplicaciones en química.


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