Este trabajo pretende que la Resonancia química deje de ser solo una simple herramienta de representación lineal teórica que jamás coincide con las estructuras moleculares reales. Para que esto coincida tenemos que comprender muy bien las razones del porqué ocurren las Resonancias. Lo primero que necesitamos para comprender bien el origen de la resonancia es tener en cuenta los fulminantes efectos repulsivos que ejercen los pares de electrones p sobre los demás pares p tanto del mismo enlace múltiple cómo, de los otros enlaces múltiples contiguos. Los enlaces dobles contiguos para que no sean resonantes necesitan que los dos enlaces p de cada enlace doble, cada uno deben configurar planos que sean perpendiculares entre sí pero siempre alineados como en el Dióxido de Carbono y jamás angulados como en el ozono o el ácido nítrico. La segunda consideración es tener en cuenta la forma totalmente plana que adoptan los enlaces dobles debido a la gran repulsión ejercida entre sí por los dos pares p que forman el respectivo enlace doble y la forma totalmente bicónica y casi cilíndrica, que adopta también por la misma repulsión los enlaces triples o impares. La tercera condición que amerita la comprensión de la Resonancia es que a pesar de que es necesaria la presencia en la misma molécula resonante tanto de enlaces sigmas (s) como de enlaces p, los enlaces s realmente no hacen parte de los mismos enlaces múltiples donde se ubican los enlaces p. En los enlaces múltiples no hay enlaces s. La cuarta condición que necesita la resonancia es que el enlace s presente en la molécula, no debe estar amarrado a un hidrógeno o a un metal, para que la dirección del enlace múltiple pueda resonar girando libremente los 120 grados que necesita cumplir la resonancia. Hay una regla en la Resonancia y es que las rupturas de los enlaces p, a pesar de ser un apareamiento p, la ruptura del enlace siempre es heterolítica.
Palabras claves: Enlace p, Enlace s, Enlace doble, Enlace triple, Enlace múltiple.
Abstract
This work aims to that the resonance chemical leave of be just a simple tool of representation linear theoretical that never coincides with the structures molecular real. To match this need to understand very well the reasons why the resonances occur. The first thing we need to understand the origin of the resonance is to take into account the fulminant repulsive effects exerted the pairs of electrons p on the other pairs p of the same multiple link how other contiguous multiple links. Double bonds adjacent so that they are not resonant, require that the two links each double bond p, each must be configured planes that are perpendicular each other but always aligned as in carbon dioxide and never angled in ozone and nitric acid. The second consideration is to take into account the way completely flat which adopt the double bonds due to the great repulsion exerted between two peer p that form the respective double bond and how completely biconical and almost cylindrical, which also adopts the same repulsion linkages triple or odd. The third condition, that deserves the understanding of resonance is that despite that the presence is required in the same resonant molecule links both Sigma (s) as links p, s bonds really are part of the same multiple links where p links are located. There are no links s the multiple links. The fourth condition required by the resonance is that the s bond present in the molecule, should not be tied to a hydrogen or a metal, so the direction of multiple bond can resonate freely spinning 120 degrees which needs to fulfil the resonance. There is a rule in the resonance that p bonds ruptures, it is always heterolitica.
Keywords: Link p, s, dual-link, triple bond, multiple link link.
Este trabajo está basado en la publicación anterior que a la vez se fundamenta en el postulado de que entre los átomos involucrados en los enlaces múltiples, jamás existen enlaces sigmas (s) ya que todos los enlaces químicos entre los dos átomos implicados en el enlace múltiple son enlaces p.
La vieja, aceptada por todos y conocida teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TREPEV) o examinada teoría de Gillespie-Nyholm, de entrada crucifica el acertado entendimiento de cómo se originan las Resonancias químicas cuando todo el mundo académico le acepta de que los pares de electrones que forman a los enlaces múltiples, no afectan la geometría molecular. No alcanza sospechar esta teoría que la intensidad de la repulsión que producen cada uno de los pares de electrones p, sobre los demás pares p que incluso, si no hay amarre termina ocasionando una ruptura heterolítica de uno de los enlaces p.
Este trabajo se basa precisamente en la anterior definición y descripción la atracción, repulsión y dirección de los espines en la nueva regla del octeto lo que consideramos que es una diferencia básica en la realidad espacial entre un enlace s y un enlace p.
ESPINES EN LOS ENLACES s Y EN LOS ENLACES p.
En un enlace químico, todos los electrones de valencia en los respectivos átomos, la dirección de sus espines, siempre coincide la dirección de sus espines, con el centro de los núcleos atómicos involucrados en el enlace químico.
El enlace sigma s sería aquel tipo de enlace covalente que es mucho más fuerte debido a que la dirección de los espines electrónicos que originan al enlace, chocan de frente y sus direcciones configuran entre ellas un ángulo de 180 grados cortándose a lo largo de una línea nodal que pasa por el centro de los dos núcleo atómicos involucrados en el enlace sigma mientras que en los enlaces p, la dirección de los espines que originan el enlace, entre ellos configuran un ángulo que es menor a 180 grados y resulta que no se cortan en la línea nodal que une a los respectivos núcleos atómicos involucrados en el enlace, como ese ángulo es variable el enlace p puede llegar a tener varios ángulos de configuración. Podemos decir que en el enlace sigma s, el corte siempre está ubicado en la línea nodal que une a los dos núcleos atómicos involucrados mientras que en los enlaces p, el corte está ubicado siempre a cierta distancia y a un lado de una línea medial que separa a los núcleos involucrados. Entre dos átomos jamás podrá existir un solo corte o enlace p solitario, cuando existe a un lado un corte o enlace p con seguridad por lo menos hay otro corte o enlace p al otro lado totalmente simétrico y nunca existirán enlaces sigmas (s) entre ellos. En el Etileno no hay enlace s entre los dos carbonos y debido a
que los dos átomos son iguales, habrán dos cortes simétricos o dos enlaces p, donde la dirección de sus espines enlazantes se cortarán en un plano tal como si fueran dos lóbulos al lado y lado del eje nodal que une a los dos carbonos en una línea media que es perpendicular al plano donde se encuentran todos los átomos del etileno. En el Acetileno tampoco existe corte o enlace s entre los dos carbonos, esta vez concurrirán 3 cortes o enlaces p impares en planos con ángulos de 120 grados entre ellos. En el Etileno el enlace múltiple debido que es un enlace doble, a pesar de ser un enlace múltiple rígido es simétrico también al igual que si fuera cuádruple, séxtuple, etc, por lo tanto sus repulsiones y su rigidez serán también simétricas. En el Acetileno el enlace múltiple es también rígido, pero es un enlace triple que no es un enlace par y por lo tanto, es un enlace que produce repulsiones que no son simétricas.
APAREAMIENTOS DE ELECTRONES
Así como existen dos tipos de enlaces, enlaces sigmas (s) y enlaces p, también existirán dos tipos de apareamientos es decir: puede haber un apareamiento tipo sigma (s) y un apareamiento tipo p. Esto también quiere decir que de acuerdo a las circunstancias un tipo de apareamiento puede transformarse en otro, un apareamiento tipo sigma puede transformarse en un apareamiento tipo p como sucede del Borano al Diborano o, un apareamiento tipo p puede transformarse en un apareamiento tipo s tal como sucede en las resonancias. También quiere decir que en el apareamiento tipo sigma (s) es cuando los dos electrones están más unidos o más apareados, mientras que en el apareamiento tipo p es cuando los dos electrones están más alejados y se separan tanto como en el Diborano y en el hidrógeno molecular protonado o llamado catión trihidrógeno H3+ por ejemplo.
La molécula del Diborano, tiene dos enlaces p que de la misma manera como lo configura el enlace doble p de las hibridaciones sp2 del Etileno, también aquí en el Diborano, se conforma un plano que aquí involucra a los dos núcleos de los hidrógenos centrales, plano que es perpendicular al plano donde están ubicados los enlaces sigmas y todos los demás núcleos atómicos con excepción al de los dos hidrógenos centrales. El Diborano configura una hibridación sp2 y forma un enlace doble con dos enlaces p simétricos cuyos espines se cortan simétrica y precisamente en los dos núcleos de los dos hidrógenos centrales del Diborano.
En la molécula del Etileno, todos los enlaces sigmas y los núcleos atómicos de la molécula, también están en un mismo plano pero el plano que configuran los dos enlaces p del Etileno, es perpendicular a este.
El catión trihidrógeno H3+ o hidrógeno molecular protonado, es quizás una de las pocas moléculas donde los dos electrones tienen un enlace o apareamiento p que no es simétrico, es
decir solo existe en la molécula un solo enlace p donde los espines de los electrones se cortan precisamente en el núcleo de hidrógeno central de los tres que integran la molécula.
A veces esa dirección tipo sigma (s) cortando a los dos núcleos atómicos, la efectúa solo la dirección del espín de un solo electrón tal como sucede en la molécula del catión Di hidrógeno H2+.
En los pares de electrones llamados como pares de electrones libres o pares solitarios, el apareamiento es tipo sigma pero uno de los extremos de los dos espines apareados se encuentra libre.
En las Resonancias químicas los apareamientos pueden transitar en el sentido de apareamientos tipos p convertirse en sigmas, también lo contrario sucede donde apareamientos tipo sigmas, se convierten en p.
HIBRIDACIONES.
El tipo de hibridación que se presenta en cada elemento depende mucho de la cantidad de electrones de valencia que tienen los distintos átomos que participan en la molécula.
Las hibridaciones descritas por Pauling en el Metano, el Etileno y el Acetileno tienen las tres la misma particularidad, de que todas son hibridaciones muy amarradas y no resonantes.
HIBRIDACIÓN SP3.
De acuerdo al anterior trabajo la hibridación sp3 es aquella hibridación donde hay un solo tipo de enlace es decir:
Si hay solo enlaces sigmas (s) como en el Cloruro de Sodio, el Dicloruro de Berilio, de Magnesio, de Calcio y de Bario, el óxido de Berilio, de Magnesio, de Calcio, de Estroncio y de Bario, el Metano, el Pentacloruro de Fósforo, el Hexafluoruro de Azufre y el Trifluoruro de Cloro entre otros. Vale la pena observar que unas moléculas hipervalentes están en esta lista. Es de notar también que el enlace iónico es un tipo de enlace sigma (s).
También se configura una hibridación sp3 si hay solo enlaces p dobles como en el Tetróxido de Osmio o de Rutenio, el Trióxido de Azufre, el Trióxido de Cromo o de Molibdeno, el Dióxido de Carbono, el Dióxido de Silicio, el Dióxido de Titanio, el Dióxido de Tricarbono y en la molécula del Oxígeno Singlete.
También se considera sp3 si hay un solo enlace p triples como sucede en el Di-nitrógeno, el Monóxido de Carbono y el Anión Cianuro entonces también se pueden considerar como una hibridación sp3.
AMARRE POR EL HIDRÓGENO DE LOS ENLACES MULTIPLES DE LAS HIBRIDACIONES.
En un enlace doble, triple, cuádruple, quíntuple, etc, los pares de electrones p de cada uno de los enlaces p, repudian intensamente a los otros pares de electrones p. En los enlaces dobles, uno de los enlaces es repudiado produciendo una ruptura heterolítica del enlace y el par p sale en busca de otro enlace sigma, que no solo esté ubicado a 120 grados sino que además se conecte con otro elemento distinto al hidrógeno que permita la configuración del enlace múltiple, al acompañar a ese otro enlace sigma por el hecho de acompañarlo lo convierte en p y formar un nuevo enlace doble.
En el Etileno por ejemplo, uno de los pares de electrones p de uno de los dos enlaces dobles que existen entre los dos carbonos, haciendo una ruptura heterolitica trata de girar 120 grados donde el carbono pero tiene un enlace sigma con el hidrógeno, los hidrógenos como ligados no se lo permiten por lo que por esta razón está amarrado al enlace doble original entre los carbonos y no puede girar los 120 grados hacía ningún lado por lo tanto es una molécula no resonante.
En el ácido nitroso el hidrógeno amarra la resonancia de los nitritos.
En el ácido carbónico dos hidrógenos amarran la resonancia de los carbonatos.
En el ácido nítrico un hidrógeno intenta amarrar la resonancia doble de los nitratos pero solo lo hace a medias, a expensas de unos de los oxígenos ya que el resto de la resonancia, es debida a dos dobles enlaces contiguos del catión nitrógeno que no tienen la misma dirección.
Fíjense que la resonancia del Ozono, no hay hidrógeno que se la frene, debido a que es originada igual que la de los nitratos, con dobles enlaces contiguos que no tienen la misma dirección, si tuvieran la misma dirección podrían estar contiguos pero en planos perpendiculares.
Cuando el enlace doble o triple de una hibridación no está amarrado, entonces la molécula se vuelve Resonante.
En las hibridaciones sp2 el enlace doble tiene una forma que es totalmente plana, sigue siendo plana en un enlace cuádruple y podría ser algo plana en la séxtuple. El enlace doble se ubica en un plano de lo que podemos llamar la cabeza plana de la hibridación y además, tiene dos colas o dos brazos laterales que configuran un plano que es perpendicular al plano de la cabeza, que pueden ser para unos dos pares de electrones libres o dos pares de electrones s con sus ligados o dos pares de electrones p.
Las hibridaciones sp tienen una forma que es siempre cilíndrica y enlaces triples, quíntuples o séptuples en lo que pudiéramos llamar la cabeza de la hibridación sp y además, tiene hacía atrás una sola cola esférica o brazo único hacía atrás que para unos átomos puede ser solo un par s, o un par de electrones libres, o puede ser también otra cabeza triple u otra cabeza quíntuple para otro tipo de átomos.
Si el enlace múltiple está amarrado por los ligados entonces la hibridación es estable, pero si no hay un amarre de la hibridación, estamos en presencia franca de una resonancia.
Si hay amarre el enlace doble, no cambia la dirección original pero si no hay amarre, el enlace doble si es que puede, cambia su dirección y gira 120 grados pero allí también es rechazado por otros pares p, que nuevamente lo hacen girar otros 120 grados y así sucesivamente.
Para cambiar la dirección original del enlace doble, primero se rompe heterolíticamente a uno de los dos enlaces p dobles, inmediatamente se corrigen las direcciones de los espines de los pares de electrones de uno de los enlaces p dobles que se queda en el mismo sitio sin heterólisis, corrigen la dirección de sus espines configurando ahora sí un enlace sigma en el sitio original, hay un par de electrones p viajeros que se ubica posteriormente a 120 grados y por repulsión ejercida sobre otro para sigma, se convierten en dos pares p, configurando los dos a otro enlace doble en otra dirección.
Cuando el enlace doble está amarrado, no puede cambiar la dirección original que tiene ni tampoco alcanza romperse uno de los dos enlaces que forman al enlace doble, es decir que no puede girar el enlace doble los 120 grados que quiere y entonces conserva la misma dirección quedando aparentemente estable como sucede en el Monóxido de Nitrógeno (NO).
En otras ocasiones no hay simetría con el enlace doble pero tampoco, puede girar el ángulo necesario de 120 grados pero si puede conservar la misma dirección transformándose en un enlace triple y así sucede en el Monóxido de Carbono (CO). También sucede en uno de los Monóxidos de Di-nitrógeno el (NNO).
En otras ocasiones quedan dos enlaces dobles contiguos del mismo elemento central por ejemplo el Nitrógeno, con dos elementos distintos pero idénticos por ejemplo el Oxígeno tal como sucede en los Nitroderivados con grupos funcionales R-NO2. En este caso uno de los enlaces dobles de un lado se rompe a 120 grados intermitente y heterolíticamente, quedando el catión Nitrógeno con un par de electrones s y momentáneamente el anión Oxígeno en un extremo. En la molécula de Ozono también sucede el mismo mecanismo de resonancia quedando el catión del oxígeno central, con un par de electrones libres.
HIBRIDACIONES SP2 ESTABLES EN ÁTOMOS CON UN ELECTRÓN DE VALENCIA
Los átomos que tienen un solo electrón de valencia jamás de los jamases podrán configurar una hibridación de este tipo.
HIBRIDACIONES SP2 ESTABLES EN ÁTOMOS CON DOS ELECTRONES DE VALENCIA
Los átomos con dos electrones de valencia con espines desapareados tampoco podrán configurar las hibridaciones sp2 debido a que la dirección de los espines, de los dos electrones de valencia, construye entre ellos un ángulo muy amplio que es de 180 grados.
HIBRIDACIONES SP2 ESTABLES EN ÁTOMOS CON TRES ELECTRONES DE VALENCIA
Los átomos con tres electrones de valencia con espines desapareados pueden configurar hibridaciones sp2 tomando a núcleos atómicos como puentes tal como en el Diborano
HIBRIDACIONES SP2 ESTABLES EN ÁTOMOS CON CUATRO ELECTRONES DE VALENCIA
Según nuestro anterior trabajo la dirección de los espines de los electrones con espines desapareados de los átomos que tienen cuatro electrones de valencia, construyen entre dos de ellos igual que en el Metano, un ángulo de 109,5 grados y por esto pueden configuran con mucha facilidad, a la hibridación sp2 en elementos como el carbono de cuatro (4) electrones de valencia, que sería aquella hibridación donde hay un enlace doble totalmente plano que tiene dos pares de electrones p pero, como hay dos enlaces p habrán dos pares de electrones p y además, al carbono le quedaría un par de electrones que con los dos electrones de dos hidrógenos, originarían en un plano perpendicular a los dos enlaces s laterales por ejemplo, el átomo de carbono y el hidrógeno en el Etileno.
En el Dióxido de Carbono, el de Silicio y en el de Titanio que también son moléculas estables y sin resonancia, los dos enlaces dobles están en la misma dirección y en planos perpendiculares en cada molécula del Dióxido. Las colas laterales en los oxígenos de los extremos de cada molécula, son dos pares de electrones libres que configuran un plano perpendicular al de los enlaces dobles homolaterales en cada oxígeno de los extremos.
HIBRIDACIÓN SP2 ESTABLES EN ÁTOMOS CON CINCO ELECTRONES DE VALENCIA
La dirección de los espines de los electrones cuyos átomos tienen 5 electrones con espines desapareados de valencia, construye en el último nivel una figura Bipiramidal Trigonal, teniendo ángulos entre espines hasta de 90 grados, semejante a la geometría por ejemplo del Pentafluoruro de Fósforo y jamás por falta de una simetría, no podrán configurar una hibridación sp2 estable pero sin embargo inestables sí.
HIBRIDACIÓN SP2 ESTABLES EN ÁTOMOS CON SEIS ELECTRONES DE VALENCIA
La dirección de los espines de los electrones del último nivel de energía de los átomos con 6 electrones con espines desapareados de valencia, construyen una figura Octaédrica describiendo ángulos de 90 grados regulares entre todos los espines. Aquí tenemos al Trióxido de Azufre, Trióxido de Cromo, al Trióxido de Molibdeno son estables con una hibridación sp2 particular donde las colas de los Oxígenos son simétricas con dos colas o pares de electrones libres.
También se puede formar una cabeza de la hibridación sp2 con un enlace cuádruple y dos colas laterales de dos pares de electrones sigmas. El átomo de Cromo, Tungsteno, Molibdeno, Neodimio y el Uranio podrían efectuar este tipo de hibridación con un enlace cuádruple.
HIBRIDACIÓN SP2 ESTABLES EN ÁTOMOS CON SIETE ELECTRONES DE VALENCIA
Los átomos con 7 electrones de valencia jamás podrán todos desapareados y configurar una hibridación sp2 estables pero sin embargo inestables probablemente sí.
HIBRIDACIÓN SP2 ESTABLES EN ÁTOMOS CON OCHO ELECTRONES DE VALENCIA NO APAREADOS
Las dirección de los espines de los electrones desapareados de los átomos con 8 electrones de valencia que tienen hibridaciones sp2 estables está el Tetróxido de Osmio y el Tetróxido de Rutenio que tienen 4 enlaces dobles.
También se puede formar una hibridación sp2 con una cabeza de un enlace cuádruple y dos colas laterales de dos pares de dos pares de electrones libres en los átomos de Hierro, Rutenio, Osmio, Samario y Plutonio.
HIBRIDACIÓN SP ESTABLES EN ÁTOMOS CON CUATRO ELECTRONES DE VALENCIA
La hibridación sp en los átomos con cuatro electrones de valencia donde hay un enlace triple con 3 pares de electrones p que es la cabeza de la hibridación y podrá haber en la cola de la misma hibridación, un par de electrones sigma. El átomo de carbono en el Acetileno configura una hibridación sp estable.
HIBRIDACIÓN SP ESTABLES EN ÁTOMOS CON CINCO ELECTRONES DE VALENCIA
El Di-nitrógeno configura una hibridación sp estable con una cabeza que tiene 3 pares de electrones p y dos colas en los extremos de la molécula conformadas por dos pares libres de electrones. El cloruro de cianógeno donde la cabeza de la hibridación es un enlace triple pero en uno de los extremos de la molécula hay un par libre como cola y en el otro extremo, hay un par de electrones sigmas s.
HIBRIDACIÓN SP ESTABLES EN ÁTOMOS CON SEIS ELECTRONES DE VALENCIA
La hibridación sp estable en átomos con 6 electrones de valencia que tiene los 6 electrones desapareados, es cuando la cabeza de la hibridación tiene 3 pares de electrones p y en la cola solitaria hay un par de electrones un par solitario de electrones como es el caso del Monóxido de Di-nitrógeno (NON) que tiene un par de electrones solitarios en cada uno de los dos nitrógenos de los extremos lineales de la molécula. No nos estamos refiriendo a la reconocida molécula (NNO) que también es un monóxido de Di-nitrógeno pero uno de los extremos es nitrógeno y el otro es oxígeno.
Otro caso donde puede haber hibridación sp estable es en el Cromo, Molibdeno y Tungsteno con una cabeza de enlace quíntuple y una cola en cada extremo con un par de electrones sigmas.
HIBRIDACIÓN SP ESTABLES EN ÁTOMOS CON SIETE ELECTRONES DE VALENCIA
Los átomos con siete electrones de valencia pueden configurar hibridaciones sp estables con una cabeza de enlace quíntuple de dos átomos idénticos y un par de colas hacia los dos extremos de un par de electrones libres en cada cola. Esto lo puede hacer el Manganeso, el Tecnecio, el Renio, el Prometio y el Neptunio.
HIBRIDACIÓN SP ESTABLES EN ÁTOMOS CON OCHO ELECTRONES DE VALENCIA
Los átomos con 8 electrones de valencia pueden configurar dos cabezas una de un enlace quíntuple y la otra de un enlace triple y es hibridación sp estables. La pueden configurar teóricamente el Hierro, el Rutenio, el Osmio, el Samario y el Plutonio.
HIBRIDACIONES SP2 INESTABLES EN ÁTOMOS CON CUATRO ELECTRONES DE VALENCIA.
Los átomos de cuatro electrones de valencia, que efectúan un enlace doble que es totalmente plano, lo generan con otro
átomo homologo por ejemplo otro carbono, pero sus colas aunque configuren un plano perpendicular al enlace doble, no resultan totalmente simétricas tal como en el Benceno. Vemos que aunque sus colas son electrones s los dos átomos ligados no son idénticos, por un lado está el hidrógeno y por el otro lado hay de ligado otro átomo de carbono. Esta asimetría ocasiona que haya una ruptura heterolítica de uno de los enlaces p originando iones que vuelven a configurar un nuevo enlace p.
HIBRIDACIONES SP2 INESTABLES EN ÁTOMOS CON CINCO ELECTRONES DE VALENCIA.
Los átomos de 5 electrones de valencia como el Nitrógeno, que efectúan un enlace doble en las bases nitrogenadas que es totalmente plano, el enlace doble es con el carbono y las colas son asimétricas tanto en el carbono como en los nitrógenos.
El fosforo en los fosfatos también configura una hibridación sp2 inestable.
HIBRIDACIONES SP2 INESTABLES EN ÁTOMOS CON SEIS ELECTRONES DE VALENCIA.
El átomo de oxígeno en las bases nitrogenadas unas veces configura una hibridación sp2 inestable.
El átomo de azufre en los sulfatos configura hibridaciones sp2 inestables.
HIBRIDACIONES SP2 INESTABLES EN ÁTOMOS CON SIETE ELECTRONES DE VALENCIA.
El átomo de cloro forma el ácido cloroso que es inestable, el ácido clórico y el ácido perclórico que son relativamente inestables.
HIBRIDACIONES SP2 INESTABLES EN ÁTOMOS CON OCHO ELECTRONES DE VALENCIA.
Con los átomos que podrían tener en cierto momento o en ciertas condiciones, ocho (8) electrones desapareados de valencia tales como el Hierro, el Rutenio, el Osmio, el Samario y el Plutonio, no se les ha visto hibridaciones sp2 inestables.
HIBRIDACIONES SP INESTABLES EN ÁTOMOS CON CUATRO ELECTRONES DE VALENCIA.
El átomo de carbono configura en el Monóxido de Carbono, una hibridación sp inestable.
HIBRIDACIONES SP INESTABLES EN ÁTOMOS CON CINCO ELECTRONES DE VALENCIA.
El átomo de Nitrógeno en el reconocido Óxido de Nitrógeno I o Monóxido de Di-Nitrógeno tipo NNO, configura una hibridación sp inestable. Cuando decimos tipo NNO nos referimos a un monóxido distinto del NON.
HIBRIDACIONES SP INESTABLES EN ÁTOMOS CON SEIS ELECTRONES DE VALENCIA.
No hay elementos con seis electrones de valencia que configuren una hibridación sp inestable.
HIBRIDACIONES SP INESTABLES EN ÁTOMOS CON OCHO ELECTRONES DE VALENCIA.
No se conoce que los elementos con siete electrones de valencia configuren hibridación sp inestable.
HIBRIDACIONES SP INESTABLES EN ÁTOMOS CON SIETE ELECTRONES DE VALENCIA.
Tampoco los electrones con 8 electrones desapareados en el último nivel.
a)- LA PRIMERA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que el enlace doble es totalmente plano y es mucho más plano que el enlace cuádruple, sin embargo el enlace cuádruple es más plano que el enlace séxtuple. Esta es la razón por la cual los enlaces múltiples a partir del quíntuple podrían ser todos esféricos.
b)- LA SEGUNDA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que el enlace triple es totalmente esférico pero es menos esférico que el enlace quíntuple, sin embargo el enlace quíntuple es menos esférico que un posible enlace séptuple.
c)- LA TERCERA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que los enlaces dobles y los enlaces triples entre dos átomos, están configurados con pares de electrones p pero, los enlaces de hidrógenos que pueden ser dobles o triples entre las bases nitrogenadas, están configurados con pares de electrones s. Por esta razón en los puentes de hidrógeno es estrictamente necesario que siempre intervengan en el puente un par de electrones libres.
d)- LA CUARTA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es de que existen dos (2) tipos de apareamientos de electrones, el apareamiento sigma (s) y el apareamiento p.
e)- LA QUINTA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es el descubrimiento y los argumentos sin contradicción y con evidencias, del porqué en los enlaces múltiples los pares de electrones p, ejercen un impresionante efecto repulsivo sobre los demás pares que al final terminan originando el fenómeno de la resonancia.
REFERENCIAS DEL ARTÍCULO.
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[37] La velocidad de escape tiene dos valores, dos direcciones y dos observadores distintos.
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[35] Velocidad de escape de una partícula con carga eléctrica no neutra.
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[33] El espacio tiempo se curva entorno al observador
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[29] Radio del protón es el de un Leptón.
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[09] Ondas de materia
[08] Ondas gravitacionales de vacío cuántico.
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[06] Tercer número cuántico
[05] Electron como cuasipartícula
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[01] Electrón Cuasipartícula.
[1] Nueva tabla periódica.
[2] Nueva tabla periódica.
[3] Ciclo del Ozono
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[5] Barrera Interna de Potencial
[6] Barrera Interna de Potencial
[7] Ácido Fluoroantimónico.
[8] Ácido Fluoroantimónico.
[9] Dióxido de cloro [10]Dióxido de cloro [11]Pentafluoruro de Antimonio [12]Pentafluoruro de Antimonio [13]Tetróxido de Osmio [14]Enlaces Hipervalentes
[15]Enlaces en moléculas Hipervalentes [16]Nueva regla del octeto
[17]Estado fundamental del átomo [18]Estado fundamental del átomo [19]Barrera rotacional del etano. [20]Enlaces de uno y tres electrones. [21]Enlaces de uno y tres electrones. [22]Origen de la barrera rotacional del etano [23]Monóxido de Carbono
[24]Nueva regla fisicoquímica del octeto [25]Células fotoeléctricas Monografías. [26]Células Fotoeléctricas textoscientificos. [27]Semiconductores Monografías. [28]Semiconductores textoscientificos. [29]Superconductividad. [30]Superconductividad.
[31]Alotropía. [32]Alotropía del Carbono. [33]Alotropía del Oxígeno. [34]Ozono.
[35] Diborano
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Copyright © Derechos Reservados.
Heber Gabriel Pico Jiménez MD1. Médico Cirujano 1985 de la Universidad de Cartagena Rep. De Colombia. Investigador independiente de problemas biofísicos médicos propios de la memoria, el aprendizaje y otros entre ellos la enfermedad de Alzheimer.
Estos trabajos, que lo más probable es que estén desfasados por la poderosa magia secreta que tiene la ignorancia y la ingenuidad, sin embargo, como cualquier representante de la comunidad académica que soy, también han sido debidamente presentados sobretodo este se presentó en Marzo 21 del 2017 en la "Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales" ACCEFYN.
Autor:
Heber Gabriel Pico Jiménez MD.