Apuntes, resúmenes y trabajos para todos los estudiantes y cursos
Estructura Atómica y Enlace Químico
1.1. ¿Qué es un gas enrarecido? Un gas enrarecido, es un gas a muy baja presión, cercana al vacío. En estasn condiciones las moléculas del gas están muy alejadas unas de las otras. A presión ordinaria no hay paso de corriente, pero a una presión de 50-10 mm Hg aparecen una serie de descargas disruptivas tenues que van aumentando en número y que a unos 5 mm Hg llenan por completo el tubo con una luminosidad característica del gas que contiene; si la presión disminuye a 0,1 mm Hg el aspecto del tubo cambia, apareciendo unas zonas luminosas y oscuras, si la presión disminuye aun más, a 0,001 mm Hg el espacio oscuro de
Crookes se ensancha, llenando por completo el tubo. La luminosidad negativa y la columna estriada positiva desaparecen, pero en la pared opuesta al cátodo se aprecia una luz verdosa producida por fluorescencia. Si en el tubo se coloca un obstáculo aparece una sombra nítida dentro de la fluorescencia de la pared, lo cual indica que la fluorescencia es producida por una serie de rayos que salen del cátodo en dirección perpendicular a su superficie, por lo que se denominan rayos catódicos. 1.2. Explicar las experiencias de Hittorf y Crookes con los rayos catódicos. Los experimentos realizados por J.W. Hittorf y W. Crookes con los rayos catódicos entre 1860 y 1890 fueron fundamentales para entender la naturaleza de estos rayos y su relación con los electrones. Sus investigaciones se llevaron a cabo en tubos de descarga, también conocidos como tubos de Crookes. Estos tubos son dispositivos de vidrio con electrodos en cada extremo y llenos de gas a baja presión, conectados a una bomba de vacío para controlar dicha presión. A presiones ordinarias no hay paso de corriente, pero a una presión de 50-10 mm Hg aparecen una serie de descargas disruptivas tenues que aumentan en número, llenando el tubo de luminosidad característica del gas. A unos 5 mm Hg, el tubo se llena por completo de esta luminosidad. Cuando la presión disminuye a 0,1 mm Hg, se observan zonas luminosas y oscuras, y a 0,001 mm Hg el espacio oscuro de Crookes se ensancha, llenando el tubo. En esta etapa, la luminosidad negativa y la columna estriada positiva desaparecen, pero se observa una luz verdosa por fluorescencia en la pared opuesta al cátodo. Además, al colocar un obstáculo dentro del tubo se proyecta una sombra nítida en la fluorescencia de la pared opuesta al cátodo, lo cual indica que los rayos catódicos viajan en línea recta desde el cátodo y son responsables de la fluorescencia. Las conclusiones de estos experimentos indicaron que los rayos catódicos están formados por partículas materiales con carga eléctrica negativa, ya que son desviados por campos eléctricos hacia el polo positivo. Estas partículas se identificaron con los electrones, como postuló George Johnstone Stoney. Las investigaciones de Hittorf y Crookes fueron esenciales para el desarrollo del modelo atómico y la comprensión de los electrones como componentes fundamentales de la materia. 1.3. Explicar las experiencias de Thomson con los rayos catódicos. Para tal propósito Thomson utilizó un tubo de descarga modificado en el que se hacía un pequeño orificio en el ánodo, para permitir el paso de un fino haz de rayos catódicos. Perpendicular a la trayectoria de este fino haz se disponen un campo eléctrico y otro magnético, a su vez, perpendiculares entre sí. Al aplicar al campo eléctrico, el haz de rayos se desvía algo hacia la placa positiva, pero el hecho de no desviarse del todo indica que tienen inercia, esto es masa, y naturalmente carga negativa; se les llamó electrones. Si se aplica el campo magnético de manera que el polo norte esté situado encima del plano y el polo sur detrás, las partículas van desviadas hacia abajo (según la regla del tornillo o la mano izquierda). Mediante un tubo de estas características
Thomson logró calcular la relación carga/masa, según e/m = -1,76 x 10 ^(-19) c/q Asimismo se pudo comprobar que esta relación era siempre la misma, independientemente de la naturaleza de los electrodos y del gas residual que hay en el tubo. 1.4. ¿Qué son los rayos positivos? ¿Por qué poseen velocidades distintas Si se tiene un tubo de descargas con el cátodo perforado se observa detrás del mismo un fino haz de luz que atraviesa la perforación. Estos rayos fueron denominados por GOLDSTEIN rayos canales y por estar constituidos por partículas materiales cargadas positivamente se denominan ahora rayos positivos Los rayos positivos son, a diferencia los catódicos, característicos del gas que llena el tubo. Están formados por átomos y moléculas del gas que, en el choque con los rayos catódicos, pierden algún o algunos electrones, o pueden además fragmentarse. Por originarse en distintos puntos del espacio y por presentar diferente naturaleza, tienen velocidades distintas (los formados junto al ánodo tienen diferente velocidad que los formados junto al cátodo; los de mayor masa serán mas lentos que los de menor masa, más ligueros). 1.5. ¿En qué consiste el modelo atómico de Thomson? El modelo atómico de Thomson, propuesto en 1897, describía el átomo como una esfera de electricidad positiva con los electrones incrustados en ella, similar a un pudín de pasas. Esta estructura pretendía explicar la neutralidad eléctrica de la materia y acomodar la existencia de electrones con carga negativa y protones con carga positiva. Según Thomson, el radio del átomo era de aproximadamente 10^-10 m, y los electrones se disponían de manera que se alcanzara un equilibrio electrostático estable dentro de esta esfera positiva. En 1909, E.R. Rutherford, junto con H. Geiger y E. Marsden, realizaron un experimento fundamental que puso a prueba el modelo de Thomson. Utilizaron partículas α (núcleos de helio con carga positiva) como sondas para investigar la estructura interna del átomo. Al hacer incidir un delgado haz de partículas α sobre una fina lámina metálica (de ~1 μm de espesor), esperaban que, según el modelo de Thomson, las partículas α atravesaran la lámina sin desviarse significativamente, ya que se suponía que la carga positiva estaba uniformemente distribuida. Sin embargo, los resultados del experimento mostraron que, aunque la mayoría de las partículas α atravesaban la lámina sin desviarse, algunas se desviaban en ángulos grandes e incluso rebotaban. Esto indicaba la presencia de una fuerza eléctrica enorme concentrada en una región muy pequeña del átomo, algo que el modelo de Thomson no podía explicar. A partir de estos resultados, en 1911 Rutherford propuso un nuevo modelo atómico. Este modelo, conocido como el modelo nuclear, tenía las siguientes características:Núcleo: La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo están concentradas en una región extremadamente pequeña llamada núcleo. Espacio Vacío: La mayor parte del átomo es espacio vacío. Electrones: Los electrones con carga negativa se encuentran distribuidos alrededor del núcleo, girando en órbitas en las que la fuerza eléctrica del núcleo sobre los electrones está compensada por la fuerza centrífuga. Rutherford también postuló la existencia de partículas neutras (neutrones) en el núcleo, además de los protones, para justificar la masa de los átomos. 1.6. Modelo Atómico de Rutherford y Experimento Asociado Núcleo: La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo están concentradas en una región extremadamente pequeña llamada núcleo.Espacio Vacío: La mayor parte del átomo es espacio vacío.
Electrones: Los electrones con carga negativa se encuentran distribuidos alrededor del núcleo, girando en órbitas donde la fuerza eléctrica del núcleo sobre los electrones está compensada por la fuerza centrífuga.Experimento de Rutherford: En 1909, Rutherford y sus ayudantes H. Geiger y E. Marsden realizaron un experimento utilizando partículas α (núcleos de helio) para estudiar la estructura interna del átomo. Al incidir un delgado haz de partículas α sobre una fina lámina metálica (~1 μm de espesor), observaron que la mayoría de las partículas α atravesaban la lámina sin desviarse, algunas se desviaban ligeramente, y alrededor de 1 de cada 20000 se desviaba en ángulos grandes o rebotaba. Estas desviaciones indicaron la presencia de una fuerza eléctrica enorme concentrada en una región muy pequeña (el núcleo), lo cual no podía ser explicado por el modelo de Thomson, llevando a Rutherford a proponer su modelo nuclear del átomo en 1911. 1.7. Definición de Isótopos e Isóbaros Isótopos: Átomos de un mismo elemento con el mismo número de protones y electrones, pero diferente número de neutrones, resultando en masas diferentes. Ejemplo: ^16O, ^17O y ^18O (todos isótopos de oxígeno). Isóbaros: Átomos de diferentes elementos con diferente número de protones pero el mismo número de masa. Ejemplo: ^40Ar, ^40K y ^40Ca. 1.8. Inestabilidad del Modelo Atómico de RutherfordEl modelo de Rutherford, aunque justificaba la dispersión de partículas α, presentaba una inestabilidad según la teoría electromagnética de Maxwell. Esta teoría establece que una carga eléctrica acelerada, como un electrón en órbita, debe emitir energía continuamente. La pérdida de energía resultaría en la disminución del radio de la órbita del electrón, haciendo que este colapse en espiral hacia el núcleo. Este comportamiento no se observa en los átomos, lo que sugiere que el modelo de Rutherford no puede ser completamente estable. 1.9. Explicar la hipótesis de Planck. ¿A qué dos fenómenos viene a dar explicación? Según Planck, la energía emitida o captada por un cuerpo en forma de radiación electromagnética es siempre un múltiplo de la constante h, llamada posteriormente constante de Planck por la frecuencia v de la radiación. e = hv / h=6,62 10-34 J·s, constante de Planck v=frecuencia de la radiación A hv le llamó cuanto de energía. Que un cuanto sea más energético que otro dependerá de su frecuencia. Viene a dar explicación a la radiación del cuerpo negro y al efecto fotoeléctrico. 1.10. Enunciar los postulados en que está basado el modelo atómico de Bohr. 1- Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, éste no emite energía radiante. Cada una de estas órbitas se considera como un estado estacionario, pero como a cada órbita le corresponde un nivel de energía determinado, se toman éstos como niveles de energía del electrón o del átomo. 2- Aunque se pueda imaginar el electrón a cualquier distancia del núcleo, únicamente son posibles aquellas órbitas para las cuales el omento angular del electrón (Iw) es un múltiplo entero de h/2π. Asi 3 – La energía liberada al caer un electrón de una órbita activada a otra más cercana al núcleo ( de menor o nula activación) se emite en forma de onda electromagnética y su frecuencia viene dada por E2 – E1 = hv (siendo E2 la energía en el nivel de partida, más alejada del núcleo, y E1 la del más cercano).
1.11. Deducir, a partir del segundo postulado del modelo de Bohr, el valor del radio de las posibles órbitas del átomo de hidrógeno. (Recuerde que no es posible conocer radio y velocidad al mismo tiempo).
1.12Espectro Atómico y Series de Líneas Espectrales del Hidrógeno Un espectro atómico es el conjunto de valores de energía emitidos por los átomos cuando sus electrones transitan entre diferentes niveles de energía. En condiciones normales, el electrón del átomo de hidrógeno se encuentra en el nivel más bajo de energía (estado fundamental). Los niveles excitados son inestables y corresponden a órbitas de mayor radio; para que un electrón alcance estos niveles, se debe suministrar energía. Cuando los átomos de hidrógeno en estados excitados vuelven al estado fundamental, emiten energía, formando un espectro. Series de Líneas Espectrales del Hidrógeno:** Serie de Lyman**: l nivel n = 1 ,*Serie de Balmer** nivel n = 2 (visible).,,*Serie de Paschen**: l nivel n = 3 (infrarrojo), *Serie de Brackett**: al nivel n = 4 (infrarrojo).,**Serie de Pfund**: al nivel n = 5 Cada una de estas series presenta un conjunto característico de líneas espectrales, únicas para el hidrógeno.1.13. ¿En qué consiste el modelo atómico de Sommerfeld El modelo atómico de Sommerfeld perfeccionó la teoría de Bohr al incluir órbitas elípticas además de las circulares para los electrones. n=1 (1 orbita cirular), n=2 (1 circular – 1 eliptica), n=3 (1c – 2e), n=4 (1c,3e). 1.14. Hipótesis de De Broglie: Las partículas materiales, como los electrones, también tienen propiedades ondulatorias, similar a cómo a la luz (ondas) se le asigna un modelo corpuscular (fotones). 1.15. Mecánica Cuántica: La mecánica cuántica explica el comportamiento de partículas y átomos, indicando que es imposible medir todas sus propiedades con exactitud, solo se pueden calcular con cierta probabilidad. a) Hipótesis: Basada en la hipótesis de De Broglie, que postula que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias. b) Principio más importante: Principio de incertidumbre de Heisenberg, que establece que es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad exactas de una partícula como el electrón. c) Ecuación más importante: La ecuación de Schrödinger, que permite calcular la probabilidad de encontrar un electrón en una determinada región del espacio HY = YE. 1.16. Orbital Atómico: Un orbital atómico es una función de onda Ψ cuya probabilidad (Ψ²) indica la región del espacio donde es más probable encontrar un electrón.
1.17. Diferencias entre la Mecánica Cuántica y el Modelo de Bohr: Posición del electrón: En la mecánica cuántica, solo se puede calcular la probabilidad de encontrar un electrón, no su posición exacta, mientras que el modelo de Bohr sugiere órbitas definidas. Órbitas vs. Nubes de probabilidad: En el modelo de Bohr, las órbitas de los electrones son planas y bien definidas. En la mecánica cuántica, la densidad de probabilidad del electrón es tridimensional, formando una “nube” con simetría esférica alrededor del núcleo. 1.18. Modelos Atómicos Propuestos: Modelo de Thomson: Átomo como una esfera uniforme de electricidad positiva. Electrones ubicados dentro de la esfera para lograr un ordenamiento electrostático estable. Modelo de Rutherford: Átomo similar a un sistema solar en miniatura. Electrones orbitan alrededor de un pequeño núcleo, con la fuerza centrífuga compensando la atracción del núcleo. Modelo de Bohr: Electrones en órbitas estacionarias sin emitir energía radiante. Solo son posibles órbitas donde el momento angular del electrón es un múltiplo entero de ℏ=h/2π\hbar = h/2\piℏ=h/2π. La energía liberada al caer un electrón de una órbita a otra más cercana al núcleo se emite como radiación electromagnética. Modelo Actual (Mecánica Cuántica): Explica el comportamiento de partículas y átomos con base en la hipótesis de De Broglie. Es imposible medir con exactitud todas las propiedades de una partícula; solo se pueden calcular con cierta probabilidad. Principio de incertidumbre de Heisenberg: Imposible determinar simultáneamente la posición y velocidad exactas de un electrón.1.19. Números Cuánticos y Orbitales: Un orbital atómico depende de tres números cuánticos, cada uno con un significado físico específico: Número Cuántico Principal (n): Indica el nivel de energía del electrón. Valores posibles: n=1,2,3,…n = 1, 2, 3, \ldotsn=1,2,3,… Número Cuántico Secundario o Azimutal (l): Indica el momento angular del electrón y la forma del orbital. Valores posibles: l=0,1,2,…,(n−1)l = 0, 1, 2, \ldots, (n-1)l=0,1,2,…,(n−1) Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital en el espacio. Valores posibles: m=−l,…,0,…,+lm = -l, \ldots, 0, \ldots, +lm=−l,…,0,…,+l Estos números cuánticos determinan la energía y la forma de los orbitales en los que se pueden encontrar los electrones dentro de un átomo.1.20. Citar, explicándolos brevemente, los principios en que se basa la
construcción de las configuraciones electrónicas de los átomos Principio de Exclusión de Pauli: Cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, pero estos deben tener espines opuestos (uno hacia arriba y otro hacia abajo). Este principio asegura que ningún par de electrones en un átomo puede tener los mismos cuatro números cuánticos. Regla de Hund: Cuando los electrones llenan orbitales degenerados (de igual energía), tienden a ocuparlos de manera que maximicen el número de electrones con espines paralelos antes de aparearse. Esto minimiza la repulsión electrónica y estabiliza la configuración electrónica del átomo. 2.1. Indicar la contribución de Döbereiner a la clasificación de los elementos. Döbereiner puso de manifiesto el notable parecido que existía en las propiedades de ciertos grupos de tres elementos que denomino triadas. Tanto en las propiedades de los elementos como en los de sus compuestos había una gran analogía, además indicó que el peso atómico del elemento central de la triada es aproximadamente la media aritmética de los pesos de los otros dos, y asimismo sus propiedades (y las de sus compuestos) son también intermedias a las de los otros dos elementos extremos.
Ley de Newlands (Ley de las Octavas): John Newlands observó que al ordenar los elementos por sus pesos atómicos, las propiedades químicas se repetían cada ocho elementos, similar a las octavas en la música. Sin embargo, esta ley falló al intentar extenderla más allá del calcio, ya que no se cumplía la repetición regular cada siete elementos como esperaba. 2.3. Periodicidad de las Propiedades de los Elementos: La periodicidad de las propiedades de los elementos se refiere al patrón regular en el que las propiedades físicas y químicas de los elementos varían cuando se ordenan por sus pesos atómicos. Esto permite agrupar elementos con propiedades similares en columnas (grupos) y observar variaciones graduales a lo largo de las filas (periodos). 2.4. Aplicaciones Principales de la Tabla Periódica: Guía en el descubrimiento y predicción de propiedades de nuevos elementos. Permite deducir propiedades de elementos y sus compuestos. Facilita la determinación precisa de pesos atómicos. Ayuda a validar experimentalmente propiedades teóricas. 2.5. Defectos Principales de la Tabla Periódica: Colocación incorrecta del hidrógeno. Desorden ocasional en la secuencia de pesos atómicos. Interrupciones en la continuidad de la ordenación. Ausencia de relaciones cuantitativas específicas. Enfoque desproporcionado en una sola valencia. Difícil diferenciación entre metales y no metales. 2.6. Indicar la corteza electrónica de los elementos del 4º Periodo.
Valencias Variables y Compuestos Coloreados en Elementos de Transición: Los elementos de transición presentan valencias variables y forman compuestos coloreados debido a la ocupación de orbitales d. Estos elementos tienen los orbitales 4s y 3d con energías similares, lo que permite que algunos electrones se puedan intercambiar entre ellos. Este intercambio da lugar a diferentes estados de oxidación (valencias variables). Además, los compuestos formados por estos elementos pueden absorber y emitir luz visible debido a los saltos de electrones entre los orbitales d, lo cual es detectado por el ojo humano como color. 2.11. Valencias Variables y Compuestos Coloreados en Elementos de Transición Interna: Los elementos de transición interna, también conocidos como lantánidos y actínidos, presentan valencias variables y forman compuestos coloreados debido a la ocupación de orbitales f. A partir del sexto periodo con Z = 58, se comienza a llenar el orbital 4f, el cual puede acomodar hasta 14 electrones. Estos elementos tienen propiedades químicas y físicas especiales y son difíciles de obtener en estado puro. Los compuestos de estos elementos también pueden exhibir color debido a los saltos de electrones entre los orbitales 6s, 5d y 4f, los cuales corresponden a energías detectables por el ojo humano. 2.12. Variación del Volumen Atómico en la Tabla Periódica: El volumen atómico disminuye de izquierda a derecha en un periodo y aumenta al descender en un grupo en la Tabla Periódica. Esto se debe a la relación directa entre el volumen atómico y el radio atómico. Al descender en un grupo, el número de capas electrónicas (número cuántico principal, n) aumenta, lo que resulta en un aumento del volumen atómico. Por otro lado, al moverse de izquierda a derecha en un periodo, la carga nuclear efectiva aumenta debido a una mayor carga nuclear y a menos pantallas de electrones internos, lo que provoca una contracción del radio atómico y, por ende, del volumen atómico.
2.13. Energía de Ionización:La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo y convertirlo en un ion con carga positiva en estado gaseoso. Se mide típicamente en electrón-voltios por átomo (eV/átomo) o en kilocalorías por mol (kcal/mol). 2.14. Variación de la Energía de Ionización en la Tabla Periódica: La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye al descender en un grupo en la Tabla Periódica. Esto se debe a que al moverse de izquierda a derecha en un periodo, la carga nuclear efectiva aumenta debido a una mayor carga nuclear y menos pantallas de electrones internos, lo que hace que sea más difícil quitar un electrón externo. Al descender en un grupo, el radio atómico aumenta y los electrones están más alejados del núcleo, por lo que se requiere menos energía para quitar un electrón. 2.15. Comparación de Energía de Ionización entre Indio y Antimonio: El antimonio (Z = 51) debe tener una mayor energía de ionización que el indio (Z = 49) debido a que tiene más protones en su núcleo, lo que aumenta la atracción hacia los electrones externos. 2.16. Afinidad Electrónica y Comparación entre Galio y Arsénico: La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo en estado gaseoso. El arsénico (Z = 33) debe tener mayor afinidad electrónica que el galio (Z = 31), ya que al tener más protones en su núcleo, tiene una mayor capacidad para atraer y retener un electrón adicional. 2.17. Electronegatividad y Comparación entre Boro y Flúor: La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace químico. El flúor es más electronegativo que el boro, ya que el flúor tiene una mayor tendencia a atraer electrones debido a su mayor energía de ionización y afinidad electrónica en comparación con el boro. 2.18. Diferencias entre Metales y No Metales según Propiedades Periódicas: Metales: Tienen baja energía de ionización, baja afinidad electrónica y baja electronegatividad. Forman cationes positivos fácilmente y tienden a ser buenos conductores de calor y electricidad. No Metales: Tienen alta energía de ionización, alta afinidad electrónica y alta electronegatividad. Forman aniones negativos fácilmente y son más propensos a formar enlaces covalentes. Generalmente, son malos conductores de calor y electricidad en comparación con los metales. 2.19. Comparación de Radio entre Iones Cúprico y Cuproso: El ion cuproso (Cu^+) tendrá un mayor radio que el ion cúprico (Cu^2+). Esto se debe a que el ion cuproso tiene un electrón más que el ion cúprico, lo que resulta en un radio más grande debido a una mayor repulsión electrónica y menos atracción hacia el núcleo por parte de los electrones restantes. TEMA 3: ENLACE IÓNICO 3.1. Geometría de los Cristales Iónicos: Los cationes y aniones se organizan para maximizar las interacciones de atracción y minimizar las repulsiones electrostáticas. La separación entre iones de la misma carga debe ser máxima, mientras que entre iones de carga opuesta debe ser mínima para optimizar las fuerzas electrostáticas. La estructura debe mantener la neutralidad eléctrica y seguir la estequiometría del compuesto. 3.2. Energía de Red: La energía de red (o reticular) es la energía liberada en la formación de un mol de compuesto iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. Es directamente proporcional a las cargas de los iones y inversamente proporcional a la distancia entre ellos. 3.3. Propiedades de los Compuestos Iónicos: Forman redes cristalinas con iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Elevados puntos de fusión y ebullición. Son sólidos duros y quebradizos. Baja conductividad eléctrica y térmica en estado sólido.
3.4. Solubilidad de los Compuestos Iónicos: Los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares como el agua debido a la solvatación de los iones por parte de las moléculas del disolvente, que disminuyen las fuerzas atractivas entre los iones. La solubilidad disminuye con el aumento de la carga de los iones. 3.5. Electrólisis de los Compuestos Iónicos: La electrólisis ocurre cuando un compuesto iónico disuelto en agua permite que sus iones se muevan bajo la influencia de una corriente eléctrica, separándose los iones positivos (cátodos) de los negativos (ánodos) en la disolución, lo que permite la conducción de electricidad a través del electrolito. TEMA 4: ENLACE COVALENTE 4.1. Enlace Covalente según Lewis y Ejemplo de Enlace Covalente Coordinado: Lewis propuso que los átomos comparten electrones para alcanzar la configuración electrónica de gas noble. Un ejemplo de enlace covalente coordinado es el ion amonio (NH₄⁺), donde el nitrógeno comparte un par de electrones con cada uno de los cuatro átomos de hidrógeno. 4.2. Porcentaje de Carácter Iónico en un Enlace Covalente: Se refiere al grado en que un enlace covalente polar comparte electrones de manera desigual, lo que resulta en una separación de cargas parcial. Este carácter iónico es mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. 4.16. Hibridación del Carbono en el Etileno: En la molécula de etileno (C₂H₄), el carbono utiliza hibridación sp². En este tipo de hibridación, un orbital s y dos orbitales p del carbono se combinan para formar tres orbitales híbridos sp², que están en un plano trigonal. Los enlaces carbono-carbono en el etileno son simples (σ) y un doble enlace (π). 4.17. Hibridación del Carbono en el Acetileno: En la molécula de acetileno (C₂H₂), el carbono utiliza hibridación sp. En este caso, un orbital s y un orbital p del carbono se combinan para formar dos orbitales híbridos sp lineales. Los enlaces carbono-carbono en el acetileno consisten en un triple enlace (σ y dos π). 4.18. Teoría de Enlace de Valencia: La teoría de enlace de valencia explica la formación de enlaces químicos basándose en la combinación de orbitales atómicos para formar orbitales híbridos moleculares, donde los electrones se comparten entre los átomos para alcanzar configuraciones electrónicas estables. 4.19. Enlaces en SnCl₂ mediante Hibridación: En SnCl₂, el estaño (Sn) utiliza hibridación sp². Forma un enlace covalente con cada átomo de cloro (Cl) mediante un enlace sigma (σ). 4.20. Enlaces en BiH₃ mediante Hibridación: En BiH₃, el bismuto (Bi) utiliza hibridación sp³. Forma enlaces covalentes con tres átomos de hidrógeno (H) mediante enlaces sigma (σ). 4.21. Enlaces en S₂C mediante Hibridación: En S₂C (tiosulfeno), el azufre (S) utiliza hibridación sp². Forma un enlace doble entre los dos átomos de azufre mediante un enlace sigma (σ) y un enlace pi (π). 4.22. Enlaces en CO₂ mediante Hibridación:En CO₂, el carbono utiliza hibridación sp². Forma dos enlaces dobles con dos átomos de oxígeno (O) mediante dos enlaces sigma (σ) y dos enlaces pi (π) 4.23. Teoría de Orbitales Moleculares: La teoría de orbitales moleculares trata los enlaces en términos de orbitales que abarcan toda la molécula. Está basada en los siguientes puntos: 1. Combinación de Orbitales Atómicos:** Los orbitales atómicos de los átomos se combinan para formar nuevos orbitales moleculares.
2. **Ordenamiento por Energía:** Los orbitales moleculares se ordenan por energías crecientes, llenándose de acuerdo con el principio de Aufbau. 3. **Principio de Mínima Energía:** Los electrones ocupan los orbitales moleculares de manera que se minimice la energía total del sistema.