Tipos de enlaces quimicos

MODELO ATOMICO DE BOHR
Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:
¤ El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un númeroinfinito de órbitas.
¤ Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.
¤ Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el imapacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.
El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr
¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
¤ Elátomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.
¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.
En la siguiente simulación puedes elegir la órbita de giro del electrón. Observa cómolas energías de las órbitas más exteriores son mayores que las de las órbitas más interiores. "r" es el radio de la órbita.

Representación de las órbitas permitidas de Bohr para los átomos de sodio, fósforo y oxígeno

NUMEROS CUANTISOC SU VALOR
En la descripción de un átomo en el contexto de la mecánica cuántica, se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbitalatómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. Cada orbital tiene asociado un valor de Ψ2 y un cierto valor de energía.
 La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.
* Nº cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1,2, 3...) y coincide con el mismo nº cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.
* Nº cuántico secundario (ℓ): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.
* Nºcuántico magnético (mℓ): puede tener todos los valores desde - ℓ hasta + ℓ pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.
 Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj, bien enel sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el nº cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o - ½.
 (n, ℓ, mℓ)  Definen un orbital
    (n, ℓ, mℓ, ms)  Definen a un electrón en un orbital determinado
(3,0,0) = orbital 3s
(3,1,.-1) = orbital 3px
(3,1,0) = orbital 3py
(3,1,1) = orbital 3pz
 En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupanorbítales atómicos de tal modo que la energía global del átomo sea mínima.
 Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de

la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o delas diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l)..
 Además del principio de construcción hay que tener en cuenta: 
el principio de exclusión de Pauli: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos.
la regla de...