necesito ke me ayuden a buscar la biogradia de walter kossel, rapido y ke sea largo pork tienes ke ser de 3 paginas y es para mañana, lo unico ke me aparece es una bigrafia de 1 parrafo de 6 linea, y ya estoy harto de buscar asi ke si alguien lo encuentra ke deje el link aki

no tienes que gritar , un poco mas y me quedo sorda , perate un momento haber si la encuentro

Quizás sea porque está mal escrito... es Walther Kossel; supongo que te refieres al físico...

si
es el fisico, como la boy a dejar sorda si lo esta leyendo

cosas de la logistica de la comunacion...^^

y yo digo qeu me puedo quedar ciego.. Boy... es con V...

mis ojos dios!


xD

pues si que eres poco imaginativo , con razon no encuentras los que buscas

bueno no encontre la biografia pero , aki te dejo un link donde tienes que poner tu msm y te lo envian , o al menos eso dice

http://www.personajes.biz/view.php?ItemID=9768

este sujeto siempre es escribiendo "ordenes" no pide el favor... y ademas tan facil que es buscar google... parece que ahora su salon informativo no sale del empire xD

hm eso da que pensar

mmmmmmmmmm.... ya lo busce y no lo encontre, porfavor

(Berlín, 1888-Tubinga, 1956) Físico alemán. Profesor en las universidades de Kiel y de Danzig, realizó investigaciones sobre los fenómenos espectroscópicos de los rayos X y la radiación gamma. Estudió la estabilidad de los enlaces atómicos y elaboró la teoría de la electrovalencia.
Físico alemán. Hijo de Albrecht Kossel. Prof. en la Univ. de Kiel (1921-23) y más tarde en Danzig (1932-45) y Tubinga (1947-53). Estableció la estabilidad de la capa de ocho electrones en los gases nobles. ...

El enlace químico antes de 1926

Toda consideración de la estructura de las moléculas debe comenzar con un estudio de los enlaces químicos, las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en una molécula. La introducción de la mecánica cuántica en 1926 provocó un gran cambio en las ideas sobre la formación de las moléculas. Por conveniencia, aún suelen emplearse las representaciones pictóricas y el lenguaje iniciales, más simples. Dándoles una interpretación moderna.

En 1916 se describieron dos clases de enlace químico: el enlace iónico, por Walter Kossel (Alemania), y el enlace covalente, por G. N. Lewis ( de la Universidad de California).

Tanto Kossel como Lewis basaron sus ideas en el concepto del átomo. Un núcleo cargado positivamente que está rodeado de electrones ordenados en capas o niveles energéticos concéntricos. Hay un máximo de electrones que se pueden acomodar en cada capa: dos en la primera, ocho en la segunda, ocho o dieciocho en la tercera, y así sucesivamente. La estabilidad máxima se alcanza cuando se completa la capa externa, como en los gases nobles. Tanto los enlaces iónicos como los covalentes surgen de la tendencia de los átomos a alcanzar esta configuración electrónica estable.

El enlace iónico resulta de la transferencia de electrones. La atracción electrostática entre iones de carga opuesta se denomina enlace iónico, el cual es típico en las sales formadas por combinación de elementos metálicos (elementos electropositivos) del extremo izquierdo de la tabla periódica con los elementos no metálicos ( elementos electronegativos) del extremo derecho.

El enlace covalente resulta de compartir electrones, como, por ejemplo, en la formación de la molécula de hidrógeno. Cada átomo de hidrógeno tiene un solo electrón; al compartir un par de electrones, ambos hidrógenos pueden completar sus capas de dos. Dos átomos de flúor, cada uno con siete electrones. De forma similar, podemos visualizar la formación de HF, H2O, NH3, CH4 y CF4. También aquí la fuerza de unión es la atracción electrostática, esta vez entre cada electrón y ambos núcleos.

El enlace covalente es típico de los compuestos del carbono; es el enlace de mayor importancia en el estudio de la química orgánica.
La teoría de Lewis
El químico estadounidense G. B. Lewis (1875-1946) advirtió que el enlace químico entre átomos no podía explicarse como debido a un intercambio de electrones. Dos átomos iguales intercambiando electrones no alterarían sus configuraciones electrónicas; las ideas válidas para el enlace iónico no eran útiles para explicar de una forma general el enlace entre átomos. Sugirió entonces que este tipo de enlace químico se formaba por la compartición de uno o más pares de electrones o pares de enlace. Por este procedimiento los átomos enlazados alcanzaban la configuración electrónica de los gases nobles. Este tipo de configuración de capas completas corresponde con las condiciones de mínima energía o máxima estabilidad características de la situación de enlace.
La teoría de Lewis, conocida también como teoría del octeto por ser éste el número de electrones externos característicos de los gases nobles, puede explicar, por ejemplo, la formación de la molécula de yodo I2:

Existen moléculas cuya formación exige la comparación de más de un par de electrones. En tal caso se forma un enlace covalente múltiple. Tal es el caso de la molécula de oxígeno O2:

para cuya formación se comparten dos pares de electrones. Representado cada par de electrones mediante una línea resulta:

que indica más claramente la formación de un doble enlace.
En la molécula de nitrógeno N2 sucede algo semejante, sólo que en este caso se han de compartir tres pares de electrones para alcanzar el octeto, con la formación consiguiente de un triple enlace:


Esta explicación puede extenderse al caso de las moléculas formadas por átomos de elementos no metálicos diferentes entre sí, tales como HCl, NH3, H2O o CO2 por ejemplo:


Lewis contempló la posibilidad extrema de que los pares electrónicos de enlace fueran aportados por un sólo átomo.
Tal es el caso del ion NH4+ en donde el nitrógeno aporta el par de electrones al enlace con el ion H+:

Este tipo de enlace covalente se denomina coordinado o dativo.
Los subíndices que aparecen en las fórmulas químicas de compuestos covalentes expresan el número de átomos que se combina para formar una molécula y están, por tanto, relacionados con la capacidad de enlace de cada uno de ellos, también llamada valencia química. Según la teoría de Lewis, la configuración electrónica de la capa externa condiciona dicha capacidad y es la responsable del tipo de combinaciones químicas que un determinado elemento puede presentar.
Un enlace covalente, como se dijo, es el enlace formado entre dos átomos que comparten un par de electrones. En una molécula como el hidrógeno, donde los dos átomos son idénticos se espera que los electrones se compartan en forma equitativa, -es decir, que los electrones pasen el mismo tiempo en la vecindad de cada átomo. Sin embargo, en el enlace covalente de la molécula de HF los electrones no se comparten igual por los átomos de H y F porque sus átomos son distintos:

El enlace del HF se denomina enlace covalente polar, o simplemente enlace polar porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro. La evidencia experimental indica que en la molécula de HF los electrones pasan más tiempo cerca del átomo de flúor. Se puede pensar en este compartimiento desigual de electrones como una transferencia parcial de electrones o un desplazamiento de la densidad electrónica hasta cierto punto mayor cerca del átomo de flúor y en forma correspondiente, una menor densidad electrónica cerca del Hidrógeno. El enlace del HF y otros enlaces polares puede imaginarse como intermedio entre un enlace covalente (no polar), en el cual los electrones se comparten en forma equitativa, y un enlace iónico, en el cual la transferencia de electrones es en forma completa.
Una propiedad que ayuda a distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad, es decir, la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico .Los elementos con electronegatividad alta tienen más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja. Los conceptos de electronegatividad y afinidad electrónica están relacionados pero son diferentes. Ambas propiedades indican la tendencia de un átomo a atraer electrones. Sin embargo, la afinidad electrónica se refiere a la atracción de un átomo aislado por un electrón adicional, mientras que la electronegatividad significa la habilidad de un átomo (unido con otro átomo en un enlace químico) para atraer los electrones compartidos. Además , la afinidad electrónica es una cantidad que se puede medir experimentalmente, mientras que la electronegatividad es un número estimado que no se puede medir.
ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
Aunque la regla del octeto y las estructuras de Lewis no dan una imagen completa del enlace covalente, son de gran utilidad como modelos de enlace en muchos compuestos, así como para explicar las propiedades y reacciones de las moléculas. Por esta razón es conveniente practicar la escritura de las estructuras de Lewis de los compuestos. Los pasos básicos son los siguientes:
1. Elija un “esqueleto” razonable (simétrico) para la molécula o ion poliatómico.
• El elemento menos electronegativo suele ser el elemento central, con excepción del hidrógeno y el flúor que por lo general ocupan las posiciones terminales en las estructuras de Lewis. El elemento menos electronegativo suele ser el que necesita más electrones para llenar su octeto. Ejemplo: CS2, tiene el esqueleto S C S.
• Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí, con excepción de 1) moléculas de O2 y O3, 2) Los peróxidos que contienen el grupo O22- y 3) los superóxidos poco frecuentes que contienen el grupo O2-. Ejemplo: el ion sulfato SO42- tiene el esqueleto:
O
O S O
O
• En los ácidos ternarios (oxiácidos) el hidrógeno suele enlazarse a un átomo de O y no al átomo central. Ejemplo el ácido nitroso HNO2 tiene el esqueleto H O N O. Sin embargo, existen algunas excepciones a esta regla, por ejemplo H3PO3 y H3PO4.
• Para iones o moléculas que tienen más de un átomo central, se emplea el esqueleto más simétrico. Por ejemplo, C2H4 y P2O74-, tienen los siguientes esqueletos
H H O O 4-
C C y O P O P O
H H O O

2. Se calcula el número de electrones en la capa de externa (de valencia) que requieren todos los átomos de la molécula o ión para adquirir la configuración de gas noble. Por ejemplo para el H2SO4
S = 8 x 1 átomo = 8
O = 8 x 4 átomos = 32
H = 2 x 2 átomos = 4
Total = 44 e-

3. Se calcula el número de electrones de valencia disponibles de todos los átomos. Para aniones sencillos poliatómicos, agregue el número total de cargas negativas. Para cationes poliatómicos, se resta el número de cargas positivas del total. Por ejemplo para el H2SO4
2 x 1(átomos de H) + 1 x 6(átomo de S) + 4 x 6(átomos de O) = 2 + 6 +24 = 32 e-

4. Se calcula el número total de electrones compartidos en la molécula o ión usando la relación siguiente:
e- del octeto – e- disponibles = e- compartidos
Para el H2SO4 = 44 – 32 = 12 e- compartidos ( 6 pares de e- compartidos)

5. Se colocan los electrones compartidos en el esqueleto como pares compartidos (enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean).
Fórmula Esqueleto Fórmula de guiones
H2SO4
O O
H O S O H
O H – O – S – O - H

O
6. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo central. (Téngase presente que la capa de valencia de un átomo de hidrógeno se completa con sólo dos electrones). Los electrones pertenecientes al átomo del centro o a los átomos que la rodean deben quedar representados como pares libres si no participan en el enlace. El número total de electrones empleadoses el que se determinó en el peso 4.
O

H – O – S – O - H

O
7. Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o triples enlaces entre este átomo y los que lo rodean usando los pares libres de estos últimos.

O

H – O – S – O - H

O
Carga formal y estructuras de Lewis.
Cuando se compara el número de electrones de un átomo aislad con el número de electrones asociados al mismo átomo en una estructura de Lewis, se puede determinar la distribución de electrones en la molécula y dibujar la estructura de Lewis más probable. El procedimiento contable de los electrones es como sigue: En un átomo aislado, el número de electrones asociado al átomo es simplemente el número de electrones de valencia. En una molécula, los electrones asociados al átomo son los pares libres del átomo más los electrones del par o los pares de enlace entre ese átomo y otro átomo o átomos. Sin embargo, como los electrones se comparten en un enlace, se deben dividir equitativamente los electrones del par enlazante entre los átomos que forman el enlace. La diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis es la carga formal del átomo. Se puede calcular la carga formal de un átomo en una molécula por medio de la ecuación:
Carga formal de un átomo
En una estructura de Lewis = # total de e- de en el átomo libre valencia - # total de e- no enlazados -1/2 # totalde electrones de enlace

Cuando se escriben las cargas formales, las siguientes reglas son útiles
• Para moléculas neutras, la suma de las cargas formales debe ser de cero.
• Para cationes, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga positiva.
• Para aniones, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga negativa.

Las cargas formales no representan la separación de carga real dentro de las moléculas, sólo sirven para seguir la pista de los electrones de valencia en la molécula.

Algunas veces puede haber más de una estructura de Lewis adecuada para una especie dada. En tal caso, con las cargas formales y las siguientes reglas se puede seleccionar la más conveniente:
• Para moléculas neutras, es preferible una estructura de Lewis que no tenga cargas formales en vez de aquélla en la que haya cargas formales.
• Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes (+2, +5 y/o –2, -3) son menos probables que aquellas con cargas formales pequeñas.
• Para elegir entre las estructuras de Lewis que tengan igual distribución de cargas formales, es preferible la que tenga las cargas formales negativas colocadas en los átomos más electronegativos.

RESONANCIA

El término resonancia en sí mismo significa el empleo de dos o más estructuras de Lewis para representar una molécula particular. Un error conceptual acerca de la resonancia es considerar que una molécula cambia de una o otra estructura. En realidad ninguna ninguna de las estructuras representa adecuadamente a la molécula real, la cual tiene su propia estructura estable única.

El ión carbonato proporciona un ejemplo de resonancia:


De acuerdo con la evidencia experimental, todos los enlaces carbono-oxígeno en el CO32- son equivalentes. Por lo tanto, las propiedades del ión carbonato se explican mejor si se consideran sus estructuras de resonancia en forma conjunta. La relación entre ellas se indica mediante flechas de doble cabeza . Este símbolo no significa que el ion se desplace hacia delante y hacia atrás entre las tres estructuras. La estructura verdadera es un promedio de las tres.
No se muestran los electrones libres


El concepto de resonancia se aplica igualmente a sistemas orgánicos. Un ejemplo conocido es la molécula de benceno (C6H6)


Si una de estructuras de resonancia correspondiera a la estructura real del benceno, habría dos longitudes de enlace diferentes entre los átomos de carbono vecinos. Una característica de un enlace sencillo y la otra con la longitud del enlace doble. De hecho, la distancia entre todos los átomos de C vecinos en el benceno es de 140 pm, un valor que está entre la longitud de enlace C – C (154 pm) y de un enlace C = C (133 pm). La estructura real del benceno es una combinación de las dos estructuras:



Excepciones a la regla del octeto para las fórmula de Lewis

Hay que recordar que los elementos representativos adquieren las configuraciones electrónicas de gases nobles en la mayoría de los compuestos que forman. Pero cuando la regla del octeto no es aplicable, la relación: electrones compartidos = electrones de valencia para configuración de gas noble – electrones disponibles no es válida sin modificaciones. A continuación, se indican casos generales en los cuales es preciso modificar el procedimiento para escribir las estructuras de Lewis.
El octeto incompleto
En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable es menor que ocho. Por ejemplo, el berilio, un elemento del grupo 2ª (y del segundo período). El berilio tiene dos electrones de valencia en el orbital 2s. En la fase gaseosa, el hidruro de berilio (BeH2) existe como moléculas discretas. La estructura de Lewis del BeH2 es
H – Be – H
Como se puede observar, sólo cuatro electrones rodean al átomo de Be y no hay forma de satisfacer la regla del octeto para el berilio en esta molécula.

Los elementos del grupo 3ª, en particular boro y aluminio, también tienden a formar compuestos en los cuales están rodeados por menos de ocho electrones:

F

B

F F
Moléculas con número impar de electrones
Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Entre ellas se encuentran el oxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (N2O)

N = O O = N+ – O-
Puesto que se requiere un número par de electrones para completar ocho, la regla del octeto no puede cumplirse para todos los átomos en cualquiera de estas moléculas.

El octeto expandido
Los átomos del segundo período no pueden tener más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central, pero los átomos de los elementos del tercer período de la tabla periódica en adelante forman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos del tercer período también tienen orbitales 3d que se pueden utilizar para el enlace. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido. Un compuesto muy estable que tiene un octeto expandido es el hexafluoruro de azufre SF6. En esta molécula, los seis electrones de valencia del S forma un enlace covalente con un átomo de F, de tal forma que hay doce electrones alrededor del átomo central de azufre.
F
F F
S
F F
F
El azufre también forma muchos compuestos en los cuales se cumple la regla del octeto. Por ejemplo en SCl2.

Cl – S – Cl


desglosalo eje:busca enlace quimico ko...
nota no lo lei solo lo pege

Mier..... le hiciste la tarea son muy amigos verdad????? a lo ciento solo le estabas ayudando

graxxx ya ise la tarea, sacare 100