Resumen
En este trabajo gracias a la nueva regla del octeto se
logra demostrar que la calidad de los enlaces químicos la
definen, no solamente el número de electrones que tenga el
acoples, sino que también participan eligiendo al tipo de
unión, el número de huecos que hayan. Es por esto
que ha existido confusión con la resonancia en los
distintos enlaces covalentes que aunque presentan los mismos dos
electrones, ostentan longitudes distintas. Este trabajo encuentra
que habrán unos enlaces covalentes con dos electrones y
dos huecos, mientras también existen otros enlaces
covalentes que aunque también constan de dos electrones
tienen un solo hueco. Este artículo sostiene la nueva
regla del octeto haciendo la descripción en las
moléculas hipervalentes que han sido confundidas con la
resonancia como los óxidos y ácidos de azufre, los
compuestos organosulfurados, los fosfatos y los distintos
óxidos de nitrógenos. Esta teoría descubre
al nitrógeno como hipervalente y demuestra que el
ácido sulfúrico, el ácido fosfórico y
el ácido nítrico son hipervalentes. Este
artículo rompe definitivamente con la teoría de los
enlaces axiales de tres centros y cuatro electrones.
Palabras claves: Células
Fotoeléctricas, Células Fotovoltaicas, Panel
Solar.
Abstract
In this work thanks to the new rule of byte is achieved
to demonstrate that the quality of the chemical bonds define it,
not only the number of electrons that have the fittings, they
also participate by choosing the type of union, the number of
holes that have. That's why there has been confusion with the
resonance in the different Covalent bonds that although two
electrons have the same, they have different lengths. This work
is that there will be some covalent bonds with two electrons and
two holes, while there are also other Covalent bonds that
although they consist of two electrons have a single hole. This
article argues the new rule of the octet by the description in
the molecules hipervalentes which have been confused with the
resonance as oxides and acids of sulfur, the organosulfur
compounds, phosphates, and various oxides of nitrogen. These
theories see nitrogen as hypervalent shows that sulfuric acid,
phosphoric acid and nitric acid are hipervalentes. This article
breaks definitively with the theory of the axial bonds of three
centres and four electrons.
Keywords: Photoelectric cells,
photovoltaic cells, Solar Panel.
Introducción
Precisamos que todo el desarrollo de este
artículo, estará siempre sostenido en el principio
de que químicamente los electrones por lo general,
estarán casi siempre apareados. Bajo este principio se
desarrollan los anteriores trabajos de energía
atómica Número cuántico magnético del
electrón, el trabajo de la superconductividad, el
artículo del acoplamiento espín-órbita del
electrón, además el anterior trabajo de
Semiconductores y el de Células fotoeléctricas
publicado en textoscientificos y Monografías.
También este artículo se basa en la nueva regla del
octeto.
En la molécula de monóxido de carbono el
átomo de carbono se comporta como un nucleófilo
rico en electrones es decir como un carbanión.
Desarrollo del
Tema
Como descripciones alternativas en las moléculas
hipervalentes, se han intentado modificaciones a la regla del
octeto que involucran características iónicas en el
enlace hipervalente, adoptando explicaciones con tipos de
orbitales moleculares que se forman a partir de orbitales
atómicos colineales tipo p. Como concepto
más aceptado se ha propuesto el enlace de (3) tres centros
con cuatro (4) electrones.
Este concepto además de lo anterior se sostiene
también en la premisa adicional de una combinación
iónica colineal, triatómica e inestable, que surge
como estructura de un Lewis resonante.
Las moléculas de Pentafluoruro de fósforo
PF5 y Tetrafluoruro de azufre SF4, tienen solo a
dos de los llamados enlaces hipervalentes, que como son iguales
se alinean de forma axial. Por lo tanto al primero le restan 3
enlaces covalentes que comparten a dos electrones y dos huecos y
al segundo, le quedan solo dos de estos enlaces covalentes
ordinarios.
Los enlaces hipervalentes surgen en pares a
través de la ruptura que sufren los pares libres de
electrones no enlazantes y podrían ubicarse no
necesariamente de orientación axial, aunque si son
relativamente más débiles que los enlaces
covalentes ordinarios.
Llama la atención que en el hexafluoruro de
azufre SF6 y en los fluoruros de Xenón, todos los
enlaces hasta hoy sean descritos con el modelo de tres centros y
cuatro electrones, cuando la realidad es otra porque en el
SF6, hay dos enlaces covalentes ordinarios que comparten
dos electrones y dos huecos pero tienen ubicaciones
axiales.
Algunos compuestos moleculares que adoptan la
geometría piramidal cuadrada son el Pentafluoruro de
cloro, de bromo y de yodo.
La geometría bipiramidad pentagonal, es un tipo
de geometría molecular con un átomo central unido a
7 ligandos en las esquinas o vértices de una
bipirámide pentagonal, un ejemplo es el heptafluoruro de
yodo IF7.
El mecanismo de Bartell es un mecanismo
pseudorrotacional similar al mecanismo de Berry que sucede solo
en especies con una geometría molecular bipiramidal
pentagonal tales como el heptafluoruro de yodo IF7. En
este mecanismo se intercambian los ligandos axiales con un par de
ligandos ecuatoriales del mismo modo que el mecanismo de
Berry lo hace en moléculas piramidales
cuadradas planas como pentafluoruro de cloro, bromo o yodo
IF5.
ENLACES en las MOLECULAS
HIPERVALENTES
Las moléculas hipervalentes tienen a dos tipos
distintos de enlaces: a) Enlace covalente ordinario que consta de
dos electrones y dos huecos. b) Enlace hipervalente que es un
enlace constituido por dos electrones y un solo hueco.
ENLACE COVALENTE ordinario ENTRE
ÁTOMOS que COMPARTEN a dos ELECTRONES y dos
HUECOS
Según la nueva regla del octeto un enlace
covalente ordinario de dos electrones, cada átomo aporta
un electrón y un hueco como partícula, quiere decir
que el enlace entonces está formado por dos electrones y
dos huecos como partículas. Además los
átomos intercambian a los huecos.
Enlace covalente ordinario. El par de
barras horizontales de color rojo representan a un enlace
covalente de dos electrones y dos huecos. Los círculos
rellenos de color azul y verde representan a los electrones que
le pertenecen al átomo del mismo color. Los
círculos vacíos representan a los huecos que le
pertenecen al átomo que tiene el mismo color de
línea.
Figura No.1.
ENLACE HIPERVALENTE entre ÁTOMOS
que COMPARTEN a dos ELECTRONES y un SOLO HUECO
Según la nueva regla del octeto un enlace
hipervalente está constituido por dos electrones y un solo
hueco. Este enlace consta de dos electrones, cuestión que
le permiten confundirse con el enlace covalente ordinario. El
átomo central aporta un electrón de la
molécula hipervalente aporta únicamente a un
electrón y el ligando, aporta un electrón y un
hueco.
Enlace hipervalente. El par de barras
horizontales de color azul oscuro representan a un enlace
hipervalente de dos electrones y un hueco. El círculo
relleno de color azul representan al electrón que aporta
el átomo central de la molécula hipervalente. El
círculo relleno de color verde representa al
electrón que aporta el átomo ligando al enlace
hipervalente. Los círculos vacíos representan a los
huecos que le pertenecen al átomo que tiene el mismo color
de línea.
Figura No.2.
MOLÉCULAS HIPERVALENTES que NO
tienen ENLACES COVALENTES ORDINARIOS
Son aquellas moléculas en donde no hay enlaces
covalentes ordinarios quienes son aquellos enlaces que
están constituidos por dos electrones y dos
huecos.
Ejemplos de esas moléculas tenemos a los
fluoruros de xenón (XeF2, XeF4,
XeF6).
Otro ejemplo de moléculas hipervalentes que no
presentan enlaces covalentes ordinarios son el ión
triyoduro (I3-1).
MOLÉCULAS HIPERVALENTES que TIENEN
a UN SOLO ENLACE COVALENTE ORDINARIO
Son aquellas moléculas que tienen a un solo
enlace covalente ordinario en el cual cada átomo aporta un
electrón y un hueco.
Como ejemplos de esas moléculas tenemos al
heptafluoruro de yodo (IF7) que tienen una
geometría molecular bipiramidal pentagonal. Además
del enlace covalente ordinario tiene a 6 enlaces
hipervalentes.
Otra molécula hipotética que
tendría un solo enlace covalente ordinario sería el
pentafluoruro de yodo (IF5). Además tiene a 4
enlaces hipervalentes y un par de electrones
solitarios.
Otra molécula hipotética que
tendría un solo enlace covalente ordinario donde cada
átomo aporta un electrón y un hueco, sería
el trifluoruro de yodo (IF3) y la conocida molécula
trifluoruro de cloro (ClF3). Estas moléculas tienen
además de dos enlaces hipervalentes, tendrían dos
pares de de electrones solitarios.
MOLÉCULAS HIPERVALENTES que TIENEN
solo a DOS ENLACES COVALENTES ORDINARIOS
Son aquellas moléculas hipervalentes que tienen a
dos enlaces en el cual cada átomo aporta un
electrón y un hueco.
Tenemos de ejemplo de esas moléculas al
hexafluoruro de azufre (SF6) que tendría una
geometría molecular de un octaedro. Presenta además
a 4 enlaces hipervalentes.
Otro ejemplo de moléculas hipervalentes que
tienen a dos enlaces covalentes ordinarios es la molécula
de tetrafluoruo de azufre (SF4). Además tiene a 2
enlaces hipervalentes y un par de electrones
solitarios.
Otro ejemplo de moléculas hipervalentes con dos
enlaces covalentes ordinarios es la molécula hipervalente
del anión sulfato (SO4-2) y el trióxido de
azufre (SO3) quienes además tienen el mismo
número de enlaces hipervalentes que el
SF6.
Otra molécula semejante al SF4 en tener el
mismo número de enlaces hipervalentes y no hipervalentes,
es el dióxido de azufre (SO2), quien además
de los dos enlaces covalentes ordinarios, el átomo central
tiene a dos enlaces hipervelentes y además conserva dos
electrones libres.
MOLÉCULAS HIPERVALENTES que TIENEN
a TRES ENLACES COVALENTES ORDINARIOS
Llamamos enlaces covalentes ordinarios aquellos en que
cada átomo participante aporta un electrón y un
hueco.
Los ejemplos de moléculas hipervalentes que
tengan a tres de esos enlaces están el pentafluoruro de
fósforo (PF5). Además tiene a 2 enlaces
hipervalentes.
Igual que el PF5 en el sentido de que
también tiene el mismo número de enlaces
hipervalentes, está el ión fosfato
(PO4-3).
En esta lista de moléculas hipervalentes que
tienen a 3 enlaces covalentes ordinarios, está el
pentaóxido de dinitrógeno (N2O5),
está también el ácido nítrico
(HNO3), el tetraóxido de dinitrógeno
(N2O4), el trióxido de dinitrógeno
(N2O3), el oxido de dinitrógeno (N2O) y las
azidas (N3-1).
ÁTOMOS de AZUFRE en ESTADO
FUNDAMENTAL y EXCITADO
Átomos de azufre donde el
átomo de la izquierda corresponde a un átomo de
azufre fundamental mientras el azufre de la derecha, es un
átomo en estado excitado. Los pequeños
círculos rellenos de verde y azul corresponden a los
electrones de valencia del átomo que tiene su mismo color
y los pequeños círculos vacíos son los
huecos del átomo que tiene su mismo color de
línea.
Fig. No.3
DIÓXIDO DE AZUFRE
El dióxido de azufre no se origina a partir del
monóxido de azufre quien se genera a partir de
átomos en estados fundamentales, el dióxido de
azufre surge de tres átomos en estados excitados y cada
átomo de azufre establece con cada oxígeno, un
enlace covalente ordinario que comparte dos electrones y dos
huecos además, configura con cada uno de ellos un enlace
hipervalente. De los 4 enlaces que tiene el azufre del
dióxido, dos de ellos son enlaces hipervalentes y dos son
enlaces covalentes compartidos.
En el dióxido el átomo de azufre configura
un doble enlace covalente con cada oxígeno, pero ese doble
enlace está constituido por dos enlaces distintos, uno de
ellos es un enlace covalente que comparte a dos electrones y dos
huecos, el otro es un enlace hipervalente que se forma con dos
electrones y un solo hueco.
El dióxido de azufre a pesar de que no funciona
con la premisa original de Lewis, no viola a la nueva regla del
octeto porque el átomo central de azufre, igual que los
oxígenos, conservan su octeto individual en su respectiva
capa de valencia.
Dióxido de azufre. Los dos pares
de barras en color rojo representan a dos enlaces covalentes
ordinarios donde los átomos comparten a dos electrones y
dos huecos. Los dos pares de barras de color azul oscuro
representan a dos enlaces hipervalentes que comparte a dos
electrones y un solo hueco. Los pequeños círculos
rellenos de distintos colores representan a los electrones de los
átomos que tienen su mismo color. Los pequeños
círculos vacíos representan a los huecos de los
átomos que tienen el mismo color de
línea.
Figura No.4.
TRIÓXIDO DE AZUFRE
De los tres oxígenos del trióxido de
azufre uno de ellos está unido solo por enlaces
hipervalentes mientras los dos oxígenos restantes,
están unidos al azufre por un enlace hipervalente y un
enlace covalente que comparte dos huecos y dos
electrones.
De los seis (6) enlaces que tienen el azufre en el
respectivo trióxido del elemento, cuatro (4) de ellos son
enlaces hipervalentes y solo dos de estos, son enlaces covalentes
que comparte a dos electrones y dos huecos quienes en un futuro
van a ser los enlaces de los OH del acido
sulfúrico.
Trióxido de oxígeno. Los
cuatro pares de barras en color azul oscuro representan a los 4
enlaces hipervalentes donde los átomos de cada enlace
comparten dos electrones pero un solo hueco. Los dos pares de
barras en color rojo representan a 2 enlaces covalentes
ordinarios donde los átomos en cada enlace comparten dos
electrones y dos huecos. Los pequeños círculos
rellenos de distintos colores corresponden a los electrones del
átomo del mismo color. Los pequeños círculos
vacíos corresponden a los huecos del átomo que
tienen su mismo color de línea.
Figura No.5.
ANIÓN SULFATO
SO4-2.
El anión sulfato es la sal o el ester del
ácido sulfúrico que se encuentra formado por dos
oxígenos que están unidos de forma covalente al
azufre. La carga eléctrica de los dos oxígenos
laterales es cero (0) pero son relativamente negativos con
respecto azufre. Estos dos oxígenos tienen en la figura un
electrón adicional representado por un círculo
pequeño relleno de color naranja oscuro que se los dejo el
enlace iónico del hidrógeno.
Ión sulfato donde los dos pares de
barras de color rojo representan a dos enlaces covalentes
ordinarios en que los átomos de cada enlace comparten dos
electrones y dos huecos. Los 4 pares de barras de color azul
oscuro representan a los 4 enlaces hipervalentes donde los
átomos en cada enlace comparten a dos electrones pero un
solo hueco. Los pequeños círculos rellenos de
distintos colores representan a los electrones de los
átomos que tienen su mismo color. Los pequeños
círculos vacíos representan a los huecos de los
átomos que tienen el mismo color de
línea.
Figura No.6.
ÁTOMO de NITRÓGENO y
FÓSFORO en ESTADO FUNDAMENTAL y EXCITADO.
Átomos de Nitrógeno donde
el átomo de la izquierda corresponde a un átomo de
nitrógeno fundamental mientras el nitrógeno de la
derecha, es un átomo en estado excitado. Los
pequeños círculos rellenos de verde y azul
corresponden a los electrones de valencia del átomo que
tiene su mismo color y los pequeños círculos
vacíos son los huecos del átomo que tiene su mismo
color de línea.
Figura No.6.
ANIÓN FOSFATO
PO4-3.
El anión fosfato es una sal o ester del
ácido fosfórico que se encuentra formado por 3
oxígenos unidos de forma covalente al fósforo. La
carga eléctrica de los 3 oxígenos distintos al
hipervalentes es cero (0) pero son relativamente negativos con
respecto al fósforo. Estos tres oxígenos tienen en
la figura un electrón adicional representado por un
círculo pequeño relleno de color naranja oscuro que
se los dejo el enlace iónico del
hidrógeno.
Ión fosfato donde los 3 pares de
barras de color rojo representan a tres enlaces covalentes
ordinarios en que los átomos de cada enlace comparten dos
electrones y dos huecos. Los dos pares de barras de color azul
oscuro representan a dos enlaces hipervalentes donde los
átomos comparten en cada enlace dos electrones y un solo
hueco. Los pequeños círculos rellenos de distintos
colores representan a los electrones de los átomos que
tienen su mismo color. Los pequeños círculos
vacíos representan a los huecos de los átomos que
tienen el mismo color de línea.
Figura. No. 7.
PENTAÓXIDO de DINITRÓGENO
N2O5.
En el pentaóxido de dinitrógeno, cada
átomo de nitrógeno es hipervalente, tiene 5 enlaces
y 3 de ellos, son enlaces covalentes ordinarios y dos son
hipervalentes.
Pentaóxido de dinitrógeno.
Los 6 pares de barras de color rojo representan a los 6 enlaces
covalentes ordinarios de dos electrones y dos huecos. Los 4 pares
de barras de color azul oscuro representan a los 4 enlaces
hipervalentes. Los pequeños círculos rellenos de
distintos colores corresponden a los electrones de valencia del
átomo que tiene su mismo color y los pequeños
círculos vacíos son los huecos del átomo que
tiene su mismo color de línea.
Figura No.8.
TETRAÓXIDO DE DINITRÓGENO
N2O4.
Si al pentaóxído de dinitrógeno se
le elimina el oxígeno central entonces queda el
tetraóxido de dinitrógeno y siguen siendo
hipervalentes los dos átomos de
nitrógeno.
Tetraóxido de dinitrógeno.
Los 5 pares de barras de color rojo representan a los 5 enlaces
covalentes ordinarios de dos electrones y dos huecos. Los 4 pares
de barras de color azul oscuro representan a los 4 enlaces
hipervalentes. Los pequeños círculos rellenos de
distintos colores corresponden a los electrones de valencia del
átomo que tiene su mismo color y los pequeños
círculos vacíos son los huecos del átomo que
tiene su mismo color de línea.
Figura No.9.
DIOXIDO de NITRÓGENO
NO2.
Como el tetraóxido de dinitrógeno
N2O4, es un dímero del NO2, por esa
razón mencionamos al dióxido de nitrógeno,
no porque sea una molécula hipervalente sino por su origen
y que sufre el fenómeno de la resonancia.
Dióxido de nitrógeno. Todos
los pares de barras son de color rojo y representan a los enlaces
covalentes ordinarios de dos electrones y dos huecos. La flecha
central con doble asta de color azul indica la resonancia de la
molécula de dióxido de nitrógeno. Los
pequeños círculos rellenos de distintos colores
corresponden a los electrones de valencia del átomo que
tiene su mismo color y los pequeños círculos
vacíos son los huecos del átomo que tiene su mismo
color de línea.
Fig. No.10.
Cuando se rompe el enlace central que une a los dos
nitrógenos del tetraóxido dinitrógeno
N2O4, debido al electrón enlazante que le queda a
cada nitrógeno, se vuelve inestable y no puede soportar a
los dos enlaces hipervalentes, enseguida los rompe, con el
electrón que le queda de cada enlace hipervalente conforma
un par de electrones libres, con el electrón enlazante que
le queda configura la resonancia.
TRIÓXIDO de DINITRÓGENO
N2O3.
Si al tetraóxido de dinitrógeno se le
elimina uno de los 4 oxígenos, entonces queda el
trióxido de dinitrógeno pero, al nitrógeno
que pierde el oxígeno, deja de ser un átomo
hipervalente y le quedan desocupados un par de electrones y un
hueco por lo tanto, el guarda al par de electrones apareados y
con el oxígeno que le resta, conforma un doble enlace
covalente ordinario:
Trióxido de dinitrógeno.
Los 5 pares de barras de color rojo representan a los 5 enlaces
covalentes ordinarios de dos electrones y dos huecos. Los dos
pares de barras de color azul oscuro representan a los dos
enlaces hipervalentes. Los pequeños círculos
rellenos de distintos colores corresponden a los electrones de
valencia del átomo que tiene su mismo color y los
pequeños círculos vacíos son los huecos del
átomo que tiene su mismo color de línea.
Figura No.11.
El nitrógeno de la izquierda en la anterior
figura, no es hipervalente pero el de la derecha sí
continúa siéndolo.
ÁCIDO NÍTRICO
HNO3.
Si al trióxido de dinitrógeno le eliminaos
el nitrógeno no hipervalente, entonces el oxígeno
se conecta directamente con el nitrógeno hipervalente y
forma al Ácido nítrico.
Ácido nítrico. Los 4 pares
de barras de color rojo representan a los 4 enlaces covalentes
ordinarios de dos electrones y dos huecos. Los dos pares de
barras de color azul oscuro representan a los dos enlaces
hipervalentes del átomo de nitrógeno central. Los
pequeños círculos rellenos de distintos colores
corresponden a los electrones de valencia del átomo que
tiene su mismo color y los pequeños círculos
vacíos son los huecos del átomo que tiene su mismo
color de línea.
Figura No.12.
ANIÓN NITRATO
NO3-1.
Si el átomo de hidrógeno deja
iónicamente el electrón en el oxígeno
terminal del ácido nítrico, queda de la siguiente
manera el catión H+ más el anión nitrato
NO3-1.
Catión hidrógeno + el
anión Nitrato. Los 3 pares de barras de color rojo
representan a los 3 enlaces covalentes ordinarios de dos
electrones y dos huecos. Los dos pares de barras de color azul
oscuro representan a los dos enlaces hipervalentes. Los
pequeños círculos rellenos de distintos colores
corresponden a los electrones de valencia del átomo que
tiene su mismo color y los pequeños círculos
vacíos son los huecos del átomo que tiene su mismo
color de línea.
Figura No.13.
El oxígeno del nitrato ubicado en el extremo
izquierdo de la anterior figura, tienen 7 electrones, le
quitó iónicamente el electrón del
hidrógeno que lo tenía en el ácido
nítrico.
MONÓXIDO de DINITRÓGENO
N2O.
El monóxido de dinitrógeno es una
molécula con dos enlaces hipervalentes y 3 enlaces
covalentes ordinarios.
Monóxido de dinitrógeno.
Los 3 pares de barras horizontales de color rojo representan a
los 3 enlaces covalentes ordinarios de 2 electrones y dos huecos.
Los 2 pares de barras horizontales de color azul oscuro
representan a dos enlaces hipervalentes de dos electrones y un
hueco. Los pequeños círculos rellenos de distintos
colores corresponden a los electrones de valencia del
átomo que tiene su mismo color y los pequeños
círculos vacíos son los huecos del átomo que
tiene su mismo color de línea.
Figura No.14.
ÁCIDO HIDRAZOICO
HN3.
La azida de hidrógeno o nitruro de
hidrógeno está formado por la unión de tres
átomos de nitrógeno.
Ácido hidrazoico HN3. Los 4 pares
de barras de color rojo representan a los 4 enlaces covalentes
ordinarios de dos electrones y dos huecos. Los dos pares de
barras de color azul oscuro representan a los dos enlaces
hipervalentes de dos electrones y un hueco. Los pequeños
círculos rellenos de distintos colores corresponden a los
electrones de valencia del átomo que tiene su mismo color
y los pequeños círculos vacíos son los
huecos del átomo que tiene su mismo color de
línea.
Figura No.15.
AZIDA N3-1.
La azida es un anión quien es la base conjugada
del acido hirazoico:
Azida N3-1 que es la base conjugada del
ácido hidrazoico. Los 3 pares de barras de color rojo
representan a los 3 enlaces covalentes ordinarios de dos
electrones y dos huecos. Los dos pares de barras de color azul
oscuro representan a los dos enlaces hipervalentes de dos
electrones y un hueco. Los pequeños círculos
rellenos de distintos colores corresponden a los electrones de
valencia del átomo que tiene su mismo color y los
pequeños círculos vacíos son los huecos del
átomo que tiene su mismo color de línea.
Figura No.14.
El nitrógeno del extremo derecho de la azida en
la anterior figura, tiene 6 electrones, le quitó
iónicamente ese electrón al hidrógeno que lo
tenía en el ácido hidrazoico.
Conclusiones
1- LA PRIMERA GRAN CONCLUSIÓN de este
artículo es que en realidad, los huecos revolucionan a la
fisicoquímica, por las grandes repercusiones que tiene en
la carga eléctrica de los átomos en las
moléculas. Si bien es cierto que este artículo es
solo teoría y que hace falta sobretodo probar en unos
semiconductores propuesto en el trabajo de células
fotoeléctricas. Además hay fenómenos
indiscutibles, como son la identificación de dos tipos de
enlaces covalentes en las moléculas hipervalentes, la
descripción de los iones divalentes de plomo, etc., etc.
Es probable también que el hueco como partícula,
explique las anomalías en la configuración
electrónica que tienen los elementos de
transición.
2- LA SEGUNDA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es
la confirmación de la "Nueva regla del octeto" quien
sostiene que todos los átomos, están rodeados por
su capa de valencia que está conformada por 8
partículas, esas partículas están
constituidas por electrones y huecos.
Referencias
REFERENCIAS DEL ARTÍCULO.
[1] Nueva regla del octeto
[2] Estado fundamental del átomo
[3] Estado fundamental del átomo
[4] Barrera rotacional del etano.
[5] Enlaces de uno y tres electrones.
[6] Enlaces de uno y tres electrones.
[7] Origen de la barrera rotacional del etano
[8] Monóxido de Carbono
[9] Nueva regla fisicoquímica del
octeto
[10]Células fotoeléctricas
Monografías.
[11]Células Fotoeléctricas
textoscientificos.
[12]Semiconductores Monografías.
[13]Semiconductores textoscientificos.
[14]Superconductividad.
[15]Superconductividad.
[16]Alotropía.
[17]Alotropía del Carbono.
[18]Alotropía del Oxigeno.
[19]Ozono.
[20]Diborano
[21]Semiconductores y temperatura.
REFERENCIAS DE LA TEORÍA
[1] Número cuántico
magnético.
[2] Ángulo cuántico
[3] Paul Dirac y Nosotros
[4] Numero cuántico Azimutal
monografias
[5] Numero cuántico Azimutal
textoscientificos
[6] Inflación Cuántica textos
científicos.
[7] Números cuánticos
textoscientíficos.com.
[8] Inflación Cuántica
Monografías
[9] Orbital Atómico
[10] Números Cuánticos.
[11] Átomo de Bohr.
[12] Líneas de Balmer.
[13] Constante Rydberg.
[14] Dilatación gravitacional del
tiempo.
[15] Número Cuántico
magnético.
[16] Numero Cuántico Azimutal.
Copyright © Derechos Reservados1.
Heber Gabriel Pico Jiménez MD1. Médico
Cirujano 1985 de la Universidad de Cartagena 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 el 05 de Septiembre del 2013 en la "Academia
Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales"
ACCEFYN.
Autor:
Heber Gabriel Pico Jiménez MD1
© todos los derechos
reservados1.