Enlaces sigmas convertidos en pi y viceversa



Resumen

El apareamiento de dos electrones entendido como apareamiento sigma (s), almacena cierta cantidad mínima y fundamental de la energía de apareamiento, que incrementaría su valor cuando además en cierta condiciones, se le sumara la cantidad de energía que trae consigo la presencia de por lo menos dos cationes atómicos en el clásico enlace sigma (s). Si los cationes lo requieren ese enlace sigma iría disminuyendo su longitud de enlace, con el fin de ir incrementando más la cantidad de energía almacenada en el respectivo enlace químico. Si la molécula aún requiere incrementar mucho más la cantidad de energía acumulada en el respectivo enlace, llega el momento en que solo un par de electrones sigmas no puede responder y tiene que hacerse acompañar de otro enlace sigma (s) pero la repulsión entre pares de electrones los hacen correrse a ambos pares hacia un lado del eje del enlace originando un enlace múltiple motivo por la cual si permanecieran como sigmas, no lograrían alcanzar la menor longitud de enlace necesaria que amerita la cantidad de energía del enlace que solicita la molécula, por esta razón los núcleos atómicos se acercan tanto en el enlace múltiple que a los pares de electrones sigmas, no les queda otra opción que tener que desocupar a la fuerza el nuevo y reducido espacio inter nuclear que les ha tocado habitar convirtiéndose entonces los iniciales apareamientos sigmas, en unos nuevos apareamientos pi (p) o los llamados enlaces pi (p), apareamientos que cuando es un enlace doble los dos enlaces pi (p) quedan como haciendo entre los dos un paréntesis, formando dos lóbulos como los codos de dos brazos abiertos hacia el centro del enlace envolviendo al eje nodal central que une a los dos núcleos atómicos involucrados en el enlace. Con la energía que libera la posterior heterólisis de uno de los dos enlaces pi (p) del enlace doble, se forma otro enlace pi (p) en otra parte llevándose tanto a los dos electrones apareados como una parte de la energía de enlace inicial, abandonando al otro homólogo quien al quedar solitario con menor cantidad de energía de enlace, nuevamente intenta alargarse y convertirse de nuevo en un enlace sigma (s). Si esto se repite una y otra vez, se llama resonancia.

Palabras claves: Enlace pi (p), Enlace sigma (s), Enlace doble, Enlace triple, Enlace múltiple.

Abstract

The pairing of two electrons as mating sigma (s), stores certain fundamental and minimal amount of energy for mating, which would increase its value addition in certain conditions, when added you the amount of energy that brings with it the presence of at least two atomic cations on the classic link sigma (s). If the cations required that link sigma would decrease your link length, in order to increase the amount of energy stored in the respective chemical bond. If the molecule still requires further increase the amount of energy stored in the respective link, comes just a couple of Sigma electrons cannot respond and must be accompanied by another link sigma (s) but the repulsion of pairs make them run both to one side of the shaft of the link causing a multiple link motive by which if remain as sigmas would not achieve reach the shorter link required that warrants the amount of energy of the bond you need the molecule, for this reason the atomic nuclei approach both in the multiple link that pairs of electrons sigmas, they have another option than having to vacate the new and reduced space nuclear inter who touched them to inhabit becoming then the initial mating sigmas, in some new matings pi (p) or so-called links pi (p), mating when a double bond is two links pi (p) are forcibly as doing between the two a parenthesis forming two lobes like the elbows of two arms outstretched toward the center of the link involving the central nodal axis that joins the two atomic nuclei involved in the link. The energy of the later heterólisis of one of the two links pi (p) of the double bond, forming another link pi (p) elsewhere, taking both the two electrons as a part of the initial binding energy, leaving the other counterpart who sit alone with least amount of binding energy, again tries to lengthen and become again a link sigma (s). If this is repeated over and over again, is called resonance.

Keywords: Link pi (p), link sigma (s), dual-link, triple bond, multiple link.

Introducción

Este trabajo está basado en la publicación anterior que a la vez se fundamenta en el postulado de que entre los átomos que están involucrados en los enlaces múltiples, jamás existen enlaces sigmas (s) entre ellos ya que todos los enlaces químicos entre los dos átomos implicados en el enlace múltiple, son enlaces pi (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 pi (p), sobre los demás pares pi que incluso, si no hay amarre termina ocasionando una ruptura heterolítica de uno de los enlaces pi (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 sigma y un enlace pi.

Este trabajo es una continuación del trabajo anterior de las hibridaciones y la resonancia química.

Desarrollo del tema

HIBRIDACIÓN de la DIRECCIÓN de los ESPINES de los ELECTRONES de VALENCIA con los NÚCLEOS ATÓMICOS

Los electrones de valencia son aquellos electrones que se encuentran en la capa de mayor nivel de energía del átomo y además, son los responsables de la formación de los enlaces químicos. Según sea el número o cantidad de estos electrones de valencia, será el número máximo de enlaces químicos que puede formar cada átomo con otro u otros.

Estos electrones tienen una particularidad que la academia hasta ahora ha ignorado y es la importancia que tiene la hibridación con el núcleo atómico de la dirección de los espines de los electrones de valencia, dirección que unifica siempre al centro de los núcleos atómicos con el entorno circunferencial del referido átomo.

La dirección de los espines de los electrones de valencia de cualquier átomo tiene dos extremos, uno de los extremos del respectivo espín, va siempre dirigido al centro del pertinente núcleo atómico y el otro extremo, se dirige libremente hacia afuera o hacía el entorno circunferencial del átomo.

Si hay un solo electrón de valencia pues la respectiva dirección de su espín, estará siempre híbrida y acaparará solitario el entorno circunferencial del átomo dirigiendo siempre la dirección de su espín, de una forma tal que uniría siempre el centro del núcleo atómico, con todo el entorno circunferencial en un veloz movimiento circular alrededor del respectivo núcleo.

Si hay dos electrones desapareados de valencia pues los dos espines de los dos electrones de forma híbrida se distribuirían el entorno entre los dos espines, conservando cada uno siempre una dirección concéntrica que se cortarían, en los centros nucleares o si están apareados lo harán pues en una sola dirección como en el helio, pero siempre moviéndose la dirección del espín en una dirección concéntrica. También pueden hacerlo apareados pero conservando la dirección concéntrica del espín que siempre pasaría por el centro nuclear

Si hay tres electrones desapareados de valencia entonces la dirección de los tres espines de forma híbrida, se cortaran siempre en el centro del respectivo núcleo atómico y sus direcciones, se distribuirán el entono configurando entre ellos tres un ángulo de 120 grados. El espín de dos de los tres electrones podrían aparearse pero siempre, la dirección de sus espines deben concentrarse en centro nuclear.

Si hay cuatro electrones desapareados de valencia sus espines híbridos y concentrados en el núcleo atómico, configuraran entre ellos ángulos concéntricos de 109,5 grados. También puede haber uno y hasta dos apareamientos pero con las direcciones de los espines siempre concentradas en el centro nuclear.

Cuando hay cinco electrones de valencia, la dirección de los cinco espines de los cinco electrones, se cortarán en el centro del respectivo núcleo atómico en una geometría hipervalente trigonal bipiramidal, o una geometría con un enlace doble como en el grupo fosfato o con dos pares de electrones apareados pero siempre las direcciones de sus espines se cortaran en el centro del núcleo atómico. También es posible uno y hasta dos apareamientos pero siempre con la dirección de sus espines concentradas en el centro nuclear.

Cuando hay seis electrones de valencia, la dirección de los seis espines de los seis electrones, se cortaran también en el centro del respectivo núcleo atómico en una geometría octaédrica o con dos dobles enlaces dobles en una geometría como los sulfatos o con dos pares de electrones libres, pero siempre sus espines se cortaran en el centro del núcleo atómico.

 

Cuando hay siete electrones de valencia, la dirección de los siete espines de los siete electrones, se cortaran en el centro del respectivo núcleo atómico, con tres enlaces dobles en una geometría como la de los percloratos o con tres pares de electrones libres.

Cuando hay ocho electrones de valencia, la dirección de los ocho espines de los ocho electrones, se cortaran también en el centro del respectivo núcleo atómico, con cuatro enlaces dobles como en el Tetróxido de Osmio o con cuatro pares de electrones libres como en los gases nobles.

DIRECCIÓN de los ESPINES en los APAREAMIENTOS SIGMAS (s) y en los APAREAMIENTOS PI (p).

En un enlace químico, todos los electrones de valencia en los respectivos átomos, la dirección de sus espines, siempre coincide en una misma dirección la de sus espines, con el centro de los núcleos atómicos involucrados en el enlace químico.

El apareamiento sigma (s) sería aquel tipo de apareamiento químico covalente, que es mucho más fuerte debido a que la dirección de los espines electrónicos que originan al enlace, chocan de frente tal como en la siguiente figura 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.

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Mientras que en los apareamientos pi (p), la dirección de los espines que originan el enlace, entre ellos configuran un ángulo que es menor a 180 grados tal como se ilustra en la siguiente figura 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 pi (p) puede llegar a tener varios ángulos de configuración.

Podemos decir que en el apareamiento sigma (s), el corte siempre está ubicado en la línea nodal que une a los dos núcleos atómicos involucrados mientras que en los apareamientos pi (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 pi (p) solitario, cuando existe a un lado un corte o enlace pi (p) con seguridad por lo menos hay otro corte o enlace pi (p) al otro lado totalmente simétrico y nunca existirán enlaces sigmas (s) entre ellos. En el Etileno no hay enlace sigma (s) entre los dos carbonos y debido a que los dos átomos son iguales, habrán dos cortes simétricos o dos enlaces pi (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 sigma (s) entre los dos carbonos, esta vez concurrirán 3 cortes o enlaces pi (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 pi (p), también existirán dos tipos de apareamientos es decir: puede haber un apareamiento tipo sigma (s) y un apareamiento tipo pi (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 pi (p) como sucede del Borano al Diborano o, un apareamiento tipo pi (p) puede transformarse en un apareamiento tipo sigma 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 pi (p) que de la misma manera como lo configura el enlace doble pi (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 pi (p) simétricos cuyos espines se cortan simétrica y precisamente en los dos núcleos de los dos hidrógenos centrales del Diborano.

AMARRE POR EL HIDRÓGENO DE LOS ENLACES

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 pi (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 pi (p) que no es simétrico, es decir solo existe en la molécula un solo enlace pi (p) donde los espine 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 pi (p) convertirse en sigmas, también lo contrario sucede donde apareamientos tipo sigmas, se convierten en pi (p).

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 pi (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 pi (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.

MULTIPLES DE LAS HIBRIDACIONES.

En un enlace doble, triple, cuádruple, quíntuple, etc, los pares de electrones pi (p) de cada uno de los enlaces pi (p), repudian intensamente a los otros pares de electrones pi (p). En los enlaces dobles, uno de los enlaces es repudiado produciendo una ruptura heterolítica del enlace y el par pi (p) se rompe heterolíticamente y 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 pi (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.

Conclusiones

a)- LA PRIMERA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que un enlace sigma (s) se puede convertir en un enlace pi (p) y viceversa, un enlace pi (p) se puede convertir en un enlace sigma (s) pues, precisamente esta es la resonancia química.

b)- LA SEGUNDA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que el papel y la función que ejercen los enlaces pi (p) en los enlaces múltiples, no tiene absolutamente nada que ver con los orbitales "p" referidos al segundo número cuántico.

c)- LA TERCERA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que la energía de enlace de uno de los enlaces sigma (s) del Amoniaco por ejemplo, no es la misma energía de enlace de uno de los enlace sigmas del ion amonio.

d)- LA CUARTA GRAN CONCLUSION de este trabajo es que a cada uno de los enlaces químicos, le corresponde unificar siempre es a las dos moléculas que encuentran en ese momento por ejemplo: la molécula de "Nitrato de Amonio" está formada por el enlace químico final formado entre la molécula del "Anión Nitrato" con la molécula del "Catión Amonio", las dos moléculas originan un enlace químico final entre ellas parecido al enlace de hidrógeno debido a que un par de electrones libres del oxígeno anionizado del nitrato, sirven de puente y hacen prácticamente un enlace de hidrógeno con uno de los hidrógenos del amoniaco. Es un enlace que hace una heterólisis parecida al enlace en el ácido Nítrico.

e)- LA QUINTA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que los llamados enlaces sigmas (s) y enlaces pi (s) no son más que dos tipos de apareamientos distintos, apareamientos sigmas (s) y apareamientos pi (p) donde la única diferencia que radica entre ellos es que uno de los apareamientos, es único y simétrico con respecto a la rotación alrededor del eje del enlace, mientras que la presencia de apareamientos pi (p) es múltiple y no permiten la rotación libre alrededor del eje del enlace sin su ruptura.

f)- LA SEXTA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que el significado de Enlace Químico, es algo mucho más robusto y de mayor envergadura, no se debe confundir lo que significa un apareamiento sigma (s) o pi (p) con todo lo que abarca un enlace químico.

g)- LA SEPTIMA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que los enlaces químicos que almacenan más cantidad de energía son los enlaces sigmas (s).

h)- LA OCTAVA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que de verdad, a excepción del Hidrogeno Molecular Protonado, la academia no puede decir que ha logrado conseguir a un solitario Enlace pi (p).

i)- LA NOVENA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es que los dos electrones del catión de Hidrógeno Molecular Protonado, tienen un enlace o apareamiento pi (p) y es el único apareamiento o enlace pi (p) solitario en el universo ya que el resto de enlaces pi (p) se presenta por lo menos en pares de enlaces como en el enlace doble.

j)- LA DECIMA GRAN CONCLUSIÓN de este trabajo es el hecho de resaltar la función primordial que tienen los enlaces químicos que es la de almacenar energía. Por eso un enlace sigma (s) más corto almacena más energía que otro sigma (s) mucho más largo. Esta es la razón por la cual el triple enlace es más corto que el enlace doble.

j)- LA DECIMO PRIMERA CONCLUSIÓN de este trabajo es que el enlace covalente es el enlace químico que más almacena energía.

j)- LA DECIMO SEGUNDA CONCLUSIÓN de este trabajo Es que el enlace sigma (s) más largo que existe, es el enlace iónico y la unión del par de electrones del enlace iónico hacen un apareamiento sigma (s).

Referencias

REFERENCIAS DEL ARTÍCULO.

[50] Las hibridaciones y la resonancia química.

[49] La atracción, repulsión y dirección de los espines en la nueva regla del octeto.

[48] La nueva constante de gravitación universal.

[47] Redefiniendo al Espacio-Tiempo de Einstein.

[46] La masa en reposo y la energía total del fotón.

[45] Redefiniendo o redescubriendo a la cantidad de movimiento.

[44] Cuadrivelocidad, cuadriaceleración y cuadrimomento en la relatividad general.

[43] Anti-Gravedad

[42] Anti-Gravedad.

[41] Aceleración de la Gravedad Cuántica.

[40] Sistema de referencia inercial ligado a onda electromagnética en caída libre.

[39] El espacio-tiempo se curva entorno a la masa neutra o cargada eléctricamente.

[38] El ángulo de la Gravedad.

[37] La velocidad de escape tiene dos valores, dos direcciones y dos observadores distintos.

[36] La velocidad de escape es la velocidad del observador.

[35] Velocidad de escape de una partícula con carga eléctrica no neutra.

[34] Velocidad de escape de una partícula con carga eléctrica no neutra.

[33] El espacio tiempo se curva entorno al observador

[32] El espacio-tiempo se curva entorno al observador

[31] Números cuánticos en la gravedad cuántica.

[30] Números cuánticos en la gravedad cuántica.

[29] Radio del protón es el de un Leptón.

[28] Configuración electrónica de la gravedad cuántica.

[27] Configuración electrónica de la gravedad cuántica.

[26] Agujero Negro de Kerr-Newman-Pico.

[25] Agujero Negro de Kerr-Newman-Pico.

[24] Energía Cinética

[23] Energía del Vacío

[22] Energía del Vacío

[21] Agujero Negro de Schwarzschild.

[20] Agujero Negro de Schwarzschild.

[19] Velocidad de escape de una singularidad gravitatoria.

[18] Velocidad de escape de una singularidad gravitacional.

[17] Velocidad Orbital del Electrón.

[16] Velocidad Orbital del Electrón

[15] Espacio tiempo curvo de la gravedad cuántica

[14] Dilatación unificada del tiempo

[13] Gravedad Cuántica

[12] Efecto Doppler Relativista.

[11] Energía en Reposo

[10] Onda Gravitacional

[09] Ondas de materia

[08] Ondas gravitacionales de vacío cuántico.

[07] Ondas gravitacionales de vacío cuántico.

[06] Tercer número cuántico

[05] Electron como cuasipartícula

[04] Hibridación del Carbono

[03] tercer número cuántico

[02] Hibridación del carbono.

[01] Electrón Cuasipartícula.

Enlaces sigmas (s) convertidos en pi (p) y viceversa.

[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.

 

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 Abril 02 del 2017 en la "Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales" ACCEFYN.

Referencias de la teoría

Copyright © Derechos Reservados1.

 

 

 

Autor:

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 ent2re ellos la enfermedad de Alzheimer.