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Enlace químico

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas,[1]​y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

Enlace iónico del cloruro de sodio, donde sodio da su electrón de valencia al cloro para ambos tener 8 electrones de valencia.

Es la fuerza existente entre los átomos una vez que se ha formado un sistema estable.[2]

Las moléculas, cristales, metales y gases diatómicos (que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea) están unidos por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

Las cargas opuestas se atraen porque al estar unidas adquieren una situación más estable que cuando estaban separadas. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo "entre" los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.

Teoría del enlace químico

En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de solo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.

En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga positiva o negativa.

Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos.

Existen teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.

Historia del concepto de enlace químico

Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química.

En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:

Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.

En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediados del siglo XIX, Edward Frankland, F. A. Kekule, A. S. Couper, A. M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple:

En las propias palabras de Lewis:

Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente.

El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).

En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.[3]​ Este trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno), a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes.

En 1935, H. H. James y A. S. Coolidge llevaron a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones solo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.[4]​ Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación de enlace. Posteriores extensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.

Teoría de enlace de valencia

En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En 1939, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de las más importantes publicaciones en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este documento, tomando en cuenta los trabajos de Lewis, la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, así como su propio trabajo preliminar, presentó seis reglas para el enlace de electrones compartidos, aunque las tres primeras ya eran conocidas genéricamente:

1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un electrón desapareado de cada uno de dos átomos.
2. El spin de los electrones involucrados en el enlace, tienen que ser opuestos.
3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden formar parte de enlaces adicionales.

Sus tres últimas reglas eran nuevas:

4. Los términos de intercambio de electrones para formar el enlace involucra solo una función de onda de cada átomo.
5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los enlaces más fuertes.
6. De dos orbitales en un átomo, el que pueda solaparse en mayor proporción con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a orientarse en la dirección del orbital más concentrado.

A partir de este artículo, Pauling publicaría en 1939 un libro de texto, Sobre la Naturaleza del Enlace Químico', que vendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.

Teoría de los orbitales moleculares

 
Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, en la molécula de trifluoruro de boro, calculado usando Spartan.

La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente solo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca a los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.

El modelo de enlace

A pesar de que todos los electrones de un átomo giran alrededor de su núcleo, solo los electrones de valencia giran más lejos de él, mientras más alejados del núcleo se encuentren, más posibilidades tendrá ese átomo de interactuar con electrones de otro.

Los electrones de valencia interaccionan de distintas formas, ya que dependen de las características del otro átomo con el que pueda conjuntarse. Algunos átomos ceden sus electrones a otro para lograr su equilibrio, otros los ganan y a veces también los comparten. Por ejemplo, en el fluoruro de litio (LiF), uno de los átomos (el litio) dona su electrón de valencia, mientras que el flúor lo recibe. De esta forma se forman iones, átomos con carga neta, positivos (Li+) y negativos (F-).

La representación de Lewis se caracteriza por ilustrar los símbolos de los elementos y los electrones de valencia que hay alrededor de ellos como puntos o taches. Para interpretar la simbología del agua en la representación de Lewis, hay que saber que cada uno de los dos átomos de hidrógeno sólo cuenta con un electrón de valencia que pueden ser representados con un punto; mientras que el átomo de oxígeno tiene ocho electrones de los cuales seis son de valencia y se pueden representar con taches para diferenciarlos de los electrones de valencia del hidrógeno.

La mayoría de los átomos se unen compartiendo electrones mediante uno, dos o hasta tres pares. Para no colocar tantos puntos, cada par compartido se representa como una línea (H-O-H). Del mismo modo, casi todos los átomos muestran una tendencia a perder, ganar o compartir un número de electrones necesarios para completar ocho electrones de valencia (regla del octeto), tal como lo hace el oxígeno en la molécula del agua. Por otro lado, únicamente el hidrógeno completa dos, por lo que se dice que ha formado la regla del dúo al solo tener como máximo dos electrones. [5]

Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares

En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es superior a la teoría de orbitales moleculares. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos electrones, H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más simple de la aproximación de Heitler-London, produce una aproximación más cercana a la energía de enlace, y provee una representación más exacta del comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces químicos. En contraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice que la molécula de hidrógeno se disocia en una superposición lineal de átomos de hidrógeno, e iones positivos y negativos de hidrógeno, un resultado completamente contrario a la evidencia física. Esto explica en parte por qué la curva de energía total versus la distancia interatómica del método de orbitales de valencia yace por encima de la curva del método de orbitales moleculares a todas las distancias y, más particularmente, para distancias mucho más grandes. Esta situación surge para todas las moléculas diatómicas homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para el que la energía mínima de la curva con la teoría de orbitales moleculares es aún mayor en energía que la energía de los dos átomos de flúor no enlazados.

Los conceptos de hibridación son versátiles, y la variabilidad en el enlace en muchos compuestos orgánicos es tan modesta que la teoría del enlace permanece como una parte integral del vocabulario del químico orgánico. Sin embargo, el trabajo de Friedrich Hund, Robert Mulliken, y Gerhard Herzberg mostró que la teoría de orbitales moleculares provee una descripción más apropiada de las propiedades espectroscópicas, magnéticas y de ionización de las moléculas. Las deficiencias de la teoría del enlace se hicieron aparentes cuando las moléculas hipervalentes (por ejemplo, el PF5) fueron explicadas sin el uso de los orbitales "d" que eran cruciales en el esquema de enlace basado en hibridación, propuesto para tales moléculas por Pauling. Los complejos metálicos y compuestos deficientes en electrones (como el diborano) también resultaron ser mejor descritos por la teoría de orbitales moleculares, aunque también se han hecho descripciones usando la teoría del enlace de valencia.

En la década de 1930, los dos métodos competían fuertemente hasta que se observó que ambas eran aproximaciones a una teoría mejor. Si se toma la estructura de enlace de valencia simple y se mezcla en todas las estructuras covalentes e iónicas posibles que surgen de un juego particular de orbitales atómicos, se llega a lo que se llama la función de onda de interacción de configuración completa. Si se toma la descripción de orbital molecular simple del estado fundamental y se combina dicha función con las funciones que describen todos los estados excitados posibles usando los orbitales no ocupados que surgen del mismo juego de orbitales atómicos, también se llega a la función de onda de interacción de configuración completa. Puede verse que la aproximación de orbital molecular simple da demasiado peso a las estructuras iónicas, mientras que la aproximación de enlace de valencia simple le da demasiado poco. Esto puede ser descrito diciendo que la aproximación de orbitales moleculares simple es demasiado deslocalizada, mientras que la aproximación de enlaces de valencia es demasiado localizado.

Estas dos aproximaciones son ahora observadas como complementarias, cada una proveyendo sus propias perspectivas en el problema del enlace químico. Los cálculos modernos en química cuántica generalmente empiezan a partir de (pero finalmente van más allá) un orbital molecular en vez de una aproximación de enlace de valencia, no por algún tipo de superioridad intrínseca de la segunda, sino porque la aproximación de orbitales moleculares es mucho más rápidamente adaptable a computación numérica. Sin embargo, ahora hay mejores programas de enlace de valencia disponibles.

Enlaces en fórmulas químicas

La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola técnica para indicar los orbitales y enlaces. En la fórmula química, los enlaces químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del etanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser escrito en papel como isómeros conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3–CH2–OH), separando el grupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o sus constituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se esté discutiendo. Algunas veces, incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de valencia (con las direcciones aproximadas bidimensionalmente, estructura de Lewis). Algunos químicos pueden también representar los orbitales respectivos.

Enlace químico

Longitudes de enlace típicas, en pm,
y energía de enlace en kJ/mol.

Información recopilada de .
Enlace Longitud
(pm)
Energía
(kJ/mol)
H — Hidrógeno
H–H 74 436
H–C 109 413
H–N 101 391
H–O 96 366
H–F 92 568
H–Cl 127 432
H–Br 141 366
C — Carbono
C–H 109 413
C–C 154 348
C=C 134 614
C≡C 120 839
C–N 147 308
C–O 143 360
C–F 135 488
C–Cl 177 330
C–Br 194 288
C–I 214 216
C–S 182 272
N — Nitrógeno
N–H 101 391
N–C 147 308
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — Oxígeno
O–H 96 366
O–C 143 360
O–O 148 145
O=O 121 498
F, Cl, Br, I — Halógenos
F–H 92 568
F–F 142 158
F–C 135 488
Cl–H 127 432
Cl–C 177 330
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–C 194 288
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–C 214 216
I–I 267 151
S — Azufre
C–S 182 253

Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico no están conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente), estos enlaces son frecuentes entre átomos que se ubican a la izquierda de la tabla periódica (baja electronegatividad) y átomos que se encuentran a la derecha de la tabla periódica (más electronegativos), porque permite la transferencia de electrones de valencia produciendo iones. A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace, generalmente entre átomos vecinos de la tabla periódica.

Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.

Ejemplo:

  • Na - Cl   Enlace iónico
  • O - O   Enlace covalente no polar
  • C - O   Enlace covalente polar

Los enlaces covalentes pueden ser simples (H - H) cuando se comparte un solo par de electrones, dobles (O = O) al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.

Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

Enlace covalente

El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.

La diferencia entre enlace simple doble y triple reside en que en un enlace simple los átomos están más alejados, lo que hace al enlace más débil (menor energía) por el contrario en uno triple los átomos están más cerca que en el simple, esto hace al enlace más energético y más fuerte por lo tanto más energético.[6]

.Los enlaces covalentes no polares (0 o menor que 0,4)[7]​ se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.

En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es nula.

Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en la tabla periódica de los elementos químicos o bien, entre el mismo elemento para formar moléculas diatómicas.

Un enlace covalente es la unión química entre un elemento no metálico con otro no metálico. Dentro de estos se puede encontrar una clasificación según el tipo de enlace; existiendo el enlace sencillo (en el cual comparte un solo par de electrones); ejemplo del mismo se encuentra la molécula de ácido clorhídrico; el segundo es el enlace doble (en el cual se comparten dos pares de electrones); siendo ejemplo de ello la molécula de dióxido de carbono; el último caso representa lo que se define como triple enlace (en el cual se comparten tres pares de electrones); siendo ejemplo de ello la molécula diatómica de nitrógeno. Dentro de sus propiedades se encuentran: variedad en sus puntos de ebullición y fusión; geometrías moleculares definidas. polaridad del enlace debido a electronegatividades que difieren la carga eléctrica parcial del átomo enlazado. Se pueden encontrar como enlace covalente puro u homopolar (unión de dos o más átomos del mismo elemento) siendo ejemplo O₂; como enlace covalente polar o heteropolar (unión entre dos no metales diferentes) ejemplo de ello H₂O; por último el covalente coordinado (en la que un átomo se coordina para completar su octeto) siendo ejemplo el H₂SO4.

Enlace iónico o electrovalente

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.7 suele ser covalente. En pocas palabras, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra manera, es aquel en el que un elemento que tiene más electronegatividad se atrae con los elementos de menor electronegatividad.[8]​ El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre –3e a +3e, este tipo de enlace es frecuente entre átomos de los grupos IA, IIA, IIIA que pierden electrones (Cationes) y átomos de los grupos VA, VIA, VIIA que ganan electrones (aniones).

Ejemplo:

La unión entre el sodio y el cloro, es un enlace iónico donde el sodio pierde 1 electron del último nivel de energía (3s) y el cloro gana ese electrón, completando 8 electrones en el último nivel de energía.

Na =   pierde un electrón   (catión)

Cl =   gana un electrón   (anión)

Enlace covalente coordinado o dativo

El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan solo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio y en los complejos químicos, donde un átomo central (por lo general un catión metálico) está unido a otras moléculas denominadas ligandos.

Enlaces de uno y tres electrones

Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.[9]

El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.[10]

Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace solo es estable entre átomos con electronegatividades similares.[10]

Enlaces flexionados

Los enlaces flexionados, también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios. El enlace flexionado es un tipo de enlace covalente cuya disposición geométrica tiene cierta semejanza con la forma de una banana. doble enlace entre carbonos se forma gracias al traslape de dos orbitales híbridos sp3. Como estos orbitales no se encuentran exactamente uno frente a otro, al hibridarse adquieren la forma de banana.

Enlaces 3c-2e y 3c-4e

En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los átomos de boro.

El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace en moléculas hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones.

En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la molécula o la red.

Enlace aromático

En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples líneas (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.

En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plano. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5.

En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente.

Enlace metálico

En un enlace metálico, los electrones de enlace se encuentran situados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas son estáticas. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza. El enlace metálico es similar al iónico; sin embargo, el primero es más compacto que el segundo, ya que el número de átomos que rodean a cada uno de ellos es mayor.

Con base en la estructura del enlace metálico es posible identificar las propiedades más características de los metales, tales como su conductividad eléctrica y calorífica (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad) , la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos... etc.

El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues, el enlace metálico podemos describirlo como una distribución muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica”. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a los núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan, a la vez que mantienen unidos los átomos del metal.

Características principales de los metales:

  • Sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) de densidad elevada.
  • La red metálica es una estructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (con los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta)
  • Temperaturas de fusión y ebullición altas.
  • Buenos conductores del calor y la electricidad.
  • Ductilidad y maleabilidad, debido a la posibilidad de que las capas de iones se pueden deslizar unas sobre otras sin que se rompa la red metálica.

Teoría del mar de electrones.

Los metales son propensos a perder sus electrones debido a su baja energía de ionización, es posible tomar en consideración a un átomo metálico como un catión unido al electrón de valencia que podría perder. En un metal tenemos muchísimos átomos unidos entre sí. Entonces, podemos considerar a un metal como un conjunto de cationes metálicos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. La atracción electrostática entre carga positiva (del catión) y negativa (del electrón) mantiene fuertemente unidos a todos los átomos del metal.

El modelo del mar de electrones desarrolla de manera sencilla las propiedades de los metales. Por ejemplo: La ductilidad y maleabilidad ocurre debido a que la deslocalización de electrones ocurre en todas las direcciones a manera de capas.

Enlace intermolecular

 
Fuerzas de van der Waals.

Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas de sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.

Dipolo permanente a dipolo permanente

Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o repelen unos a otros.

Enlace de hidrógeno

 
Enlace de hidrógeno.

En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.

Dipolo instantáneo a dipolo inducido

Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se rebalancee y los átomos se muevan.

Interacción catión-pi

La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo aromático, y una carga positiva.

Electrones en los enlaces químicos

En el límite (irrealístico) del enlace iónico puro, los electrones están perfectamente localizados en uno de los dos átomos en el enlace. Tales enlaces pueden ser interpretados por la física clásica. Las fuerzas entre los átomos están caracterizadas por potenciales electrostáticos continuos isótropos. Su magnitud es una proporción simple a la diferencia de cargas.

Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoría del enlace de valencia o la teoría del orbital molecular. Las propiedades de los átomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como número de oxidación. La densidad electrónica en el enlace no está asignada a átomos individuales, en vez de ello está deslocalizada entre los átomos. En la teoría del enlace de valencia, los dos electrones en los dos átomos se emparejan con una fuerza de enlace que depende del traslape entre los orbitales. En la teoría del orbital molecular, la combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energías basadas en los orbitales atómicos de los átomos de los que proviene. A diferencia de los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad (anisotropía). Estas pueden tener sus propios nombres, como sigma y pi.

En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y covalente, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlace covalente polar.

Buckybalón

En 1985, los químicos de la Universidad de Rice en Texas, Robert F. Curl y Richard E. Smalley, y uno de la Universidad de Sussex, Harold Kroto utilizaron un láser de alta potencia para vaporizar grafito en un esfuerzo por crear moléculas poco comunes, que se creía existían en el espacio interestelar. La espectrometría de las masas reveló que uno de los productos resultó ser una especie desconocida con la fórmula (C60). Debido a su tamaño y al hecho de que es carbono puro, esta molécula tiene una forma extraña en la que trabajaron varios investigadores utilizando papel, tijeras y cinta adhesiva. Posteriormente, mediciones espectroscópicas y de rayos X confirmaron que el (C60) tenían la forma similar a una esfera hueca con un átomo de carbono localizado en cada uno de sus 60 vértices. Geométricamente, el buckybalón (abreviatura de buckminsterfulerene) es la molécula más simétrica que se conoce. Sin embargo, a pesar de sus características peculiares, su esquema de enlace es simple. Cada carbono tiene una hibridación sp2, y tiene orbitales moleculares deslocalizados que se extienden sobre la estructura completa. El buckybalón, así como otros miembros de mayor peso representan un concepto completamente nuevo en la arquitectura molecular con implicaciones de largo alcance. Por ejemplo, se ha preparado con un átomo de helio dentro de su estructura.[11]​ Por el descubrimiento del buckybalón los tres científicos fueron premiados con el premio Nobel de química 1996.

Un descubrimiento fascinante, realizado en 1991 por científicos japoneses, fue la identificación de estructuras relacionadas con el buckybalón. Estas moléculas tienen una longitud de cientos de nanómetros y presentan una forma tubular con una cavidad interna aproximada de 15 nanómetros de diámetro.[11]

Enlaces externos

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  • Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Accedido marzo 3, 2009.
  • Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Accedido marzo 3, 2009.

Véase también

Referencias

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  2. Química 1 (SEP). Ediciones Umbral. ISBN 9789709758290. Consultado el 11 de febrero de 2018. 
  3. Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347.
  4. James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). «The Ground State of the Hydrogen Molecule». Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: 825-835. 
  5. Reyes-Cárdenas, Flor; Padilla, Kira (2012-10). «La indagación y la enseñanza de las ciencias». Educación Química 23 (4): 415-421. ISSN 0187-893X. doi:10.1016/s0187-893x(17)30129-5. Consultado el 18 de junio de 2020. 
  6. «▷ DIFERENCIA entre ENLACE SIMPLE, DOBLE Y TRIPLE【2019】». Química Inorgánica. 20 de junio de 2019. Consultado el 25 de junio de 2019. 
  7. Química i. EUNED. ISBN 9789968316262. Consultado el 11 de marzo de 2018. 
  8. Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. Nueva York: W. H. Freeman & Co. pp. 294-295. ISBN 0-7167-3107-X. 
  9. Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
  10. Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.
  11. Chang, 2007, p. 440.

Bibliografía

  • Chang, R. (2007). Química (novena edición). México: Mc Graw Hill. 

Enlaces externos

  •   Datos: Q44424
  •   Multimedia: Chemical bonding

enlace, químico, enlace, químico, proceso, químico, responsable, interacciones, atractivas, entre, átomos, moléculas, confiere, estabilidad, compuestos, químicos, diatómicos, poliatómicos, explicación, tales, fuerzas, atractivas, área, compleja, está, descrita. Un enlace quimico es el proceso quimico responsable de las interacciones atractivas entre atomos y moleculas 1 y que confiere estabilidad a los compuestos quimicos diatomicos y poliatomicos La explicacion de tales fuerzas atractivas es un area compleja que esta descrita por las leyes de la quimica cuantica Enlace ionico del cloruro de sodio donde sodio da su electron de valencia al cloro para ambos tener 8 electrones de valencia Es la fuerza existente entre los atomos una vez que se ha formado un sistema estable 2 Las moleculas cristales metales y gases diatomicos que forman la mayor parte del ambiente fisico que nos rodea estan unidos por enlaces quimicos que determinan las propiedades fisicas y quimicas de la materia Las cargas opuestas se atraen porque al estar unidas adquieren una situacion mas estable que cuando estaban separadas Esta situacion de mayor estabilidad suele darse cuando el numero de electrones que poseen los atomos en su ultimo nivel es igual a ocho estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el nucleo estan cargados negativamente y que los protones en el nucleo lo estan positivamente la configuracion mas estable del nucleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los nucleos que en otro lugar del espacio Estos electrones hacen que los nucleos se atraigan mutuamente Indice 1 Teoria del enlace quimico 1 1 Historia del concepto de enlace quimico 1 2 Teoria de enlace de valencia 1 3 Teoria de los orbitales moleculares 1 4 El modelo de enlace 1 5 Comparacion de las teorias del enlace de valencia y de los orbitales moleculares 2 Enlaces en formulas quimicas 3 Enlace quimico 3 1 Enlace covalente 3 2 Enlace ionico o electrovalente 3 3 Enlace covalente coordinado o dativo 3 4 Enlaces de uno y tres electrones 3 5 Enlaces flexionados 3 6 Enlaces 3c 2e y 3c 4e 3 7 Enlace aromatico 3 8 Enlace metalico 3 9 Teoria del mar de electrones 4 Enlace intermolecular 4 1 Dipolo permanente a dipolo permanente 4 2 Enlace de hidrogeno 4 3 Dipolo instantaneo a dipolo inducido 4 4 Interaccion cation pi 5 Electrones en los enlaces quimicos 6 Buckybalon 7 Enlaces externos 8 Vease tambien 9 Referencias 9 1 Bibliografia 10 Enlaces externosTeoria del enlace quimico EditarEn la vision simplificada del denominado enlace covalente uno o mas electrones frecuentemente un par de electrones son llevados al espacio entre los dos nucleos atomicos Ahi los electrones negativamente cargados son atraidos a las cargas positivas de ambos nucleos en vez de solo su propio nucleo Esto vence a la repulsion entre los dos nucleos positivamente cargados de los dos atomos y esta atraccion tan grande mantiene a los dos nucleos en una configuracion de equilibrio relativamente fija aunque aun vibraran en la posicion de equilibrio En resumen el enlace covalente involucra la comparticion de electrones en los que los nucleos positivamente cargados de dos o mas atomos atraen simultaneamente a los electrones negativamente cargados que estan siendo compartidos En un enlace covalente polar uno o mas electrones son compartidos inequitativamente entre dos nucleos En una vision simplificada de un enlace ionico el electron de enlace no es compartido sino que es transferido En este tipo de enlace el orbital atomico mas externo de un atomo tiene un lugar libre que permite la adicion de uno o mas electrones Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energia mas cerca al nucleo debido a la alta carga nuclear efectiva de lo que experimentan en un tipo diferente de atomo En consecuencia un nucleo ofrece una posicion de mas fuerte union a un electron de lo que lo hace el otro nucleo Esta transferencia ocasiona que un atomo asuma una carga neta positiva y que el otro asuma una carga neta negativa Entonces el enlace resulta de la atraccion electrostatica entre los atomos y los atomos se constituyen en iones de carga positiva o negativa Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoria cuantica pero en la practica algunas reglas de simplificacion les permiten a los quimicos predecir la fuerza de enlace direccionalidad y polaridad de los enlaces La regla del octeto y la TREPEV teoria de repulsion de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos Existen teorias mas sofisticadas como la teoria del enlace de valencia que incluye la hibridacion de orbitales y la resonancia y el metodo de combinacion lineal de orbitales atomicos dentro de la teoria de los orbitales moleculares que incluye a la teoria del campo de los ligantes La electrostatica es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias quimicas Historia del concepto de enlace quimico Editar Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace quimico son tan tempranas como en el siglo XII Se suponia que ciertos tipos de especies quimicas estaban unidas entre si por un tipo de afinidad quimica En 1704 Isaac Newton esbozo su teoria de enlace atomico en Query 31 de su Opticks donde los atomos se unen unos a otros por alguna fuerza Especificamente despues de investigar varias teorias populares en boga en aquel tiempo de como los atomos se podia unir unos a otros por ejemplo atomos enganchados atomos pegados unos a otros por reposo o unidos por movimientos conspirantes Newton senalo lo que inferiria posteriormente a partir de su cohesion que Las particulas se atraen unas a otras por alguna fuerza que en contacto inmediato es excesivamente grande a distancias pequenas desempenan operaciones quimicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las particulas En 1819 a raiz de la invencion de la pila voltaica Jons Jakob Berzelius desarrollo una teoria de combinacion quimica introduciendo indirectamente el caracter electropositivo y electronegativo de los atomos combinantes A mediados del siglo XIX Edward Frankland F A Kekule A S Couper A M Butlerov y Hermann Kolbe ampliando la teoria de radicales desarrollaron la teoria de valencia originalmente llamado poder combinante en que los compuestos se mantenia unidos debido a la atraccion entre polos positivo y negativo En 1916 el quimico Gilbert N Lewis desarrollo el concepto de enlace de par de electrones en el que dos atomos pueden compartir uno y seis electrones formando el enlace de un solo electron enlace simple enlace doble o enlace triple En las propias palabras de Lewis Un electron puede formar parte de las envolturas de dos atomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente El mismo ano Walther Kossel lanzo una teoria similar a la de Lewis con la diferencia de que su modelo asumia una transferencia completa de electrones entre los atomos con lo que era un modelo de enlace ionico Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg 1904 En 1927 el fisico danes Oyvind Burrau derivo la primera descripcion cuantica matematicamente completa de un enlace quimico simple el producido por un electron en el ion de hidrogeno molecular dihidrogenilio H2 3 Este trabajo mostro que la aproximacion cuantica a los enlaces quimicos podrian ser correctas fundamental y cualitativamente pero los metodos matematicos usados no podrian extenderse a moleculas que contuvieran mas de un electron Una aproximacion mas practica aunque menos cuantitativa fue publicada en el mismo ano por Walter Heitler y Fritz London El metodo de Heitler London forma la base de lo que ahora se denomina teoria del enlace de valencia En 1929 sir John Lennard Jones introdujo el metodo de combinacion lineal de orbitales atomicos CLOA o dentro de la teoria de orbitales moleculares sugiriendo tambien metodos para derivar las estructuras electronicas de moleculas de F2 fluor y las moleculas de O2 oxigeno a partir de principios cuanticos basicos Esta teoria de orbital molecular represento un enlace covalente como un orbital formado por combinacion de los orbitales atomicos de la mecanica cuantica de Schrodinger que habian sido hipotetizados por los electrones en atomos solitarios Las ecuaciones para los electrones de enlace en atomos multielectronicos no podrian ser resueltos con perfeccion matematica esto es analiticamente pero las aproximaciones para ellos aun producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos Muchos calculos cuantitativos en quimica cuantica moderna usan tanto las teorias de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida aunque una tercera aproximacion la teoria del funcional de la densidad se ha estado haciendo mas popular en anos recientes En 1935 H H James y A S Coolidge llevaron a cabo un calculo sobre la molecula de dihidrogeno que a diferencia de todos los calculos previos que usaban funciones solo de la distancia de los electrones a partir del nucleo atomico uso funciones que solo adicionaban explicitamente la distancia entre los dos electrones 4 Con 13 parametros ajustables ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la energia de disociacion de enlace Posteriores extensiones usaron hasta 54 parametros y producen gran concordancia con los experimentos Este calculo convencio a la comunidad cientifica que la teoria cuantica podria concordar con los experimentos Sin embargo esta aproximacion no tiene relacion fisica con la teoria de enlace de valencia y orbitales moleculares y es dificil de extender a moleculas mas grandes Teoria de enlace de valencia Editar Articulo principal Teoria del enlace de valencia En el ano 1927 la teoria de enlace de valencia fue formulada argumentando esencialmente que el enlace quimico se forma cuando dos electrones de valencia en sus respectivos orbitales atomicos trabajan o funcionan para mantener los dos nucleos juntos en virtud a los efectos de disminucion de energia del sistema En 1939 a partir de esta teoria el quimico Linus Pauling publico lo que algunos consideran uno de las mas importantes publicaciones en la historia de la quimica Sobre la naturaleza del enlace quimico En este documento tomando en cuenta los trabajos de Lewis la teoria del enlace de valencia TEV de Heitler y London asi como su propio trabajo preliminar presento seis reglas para el enlace de electrones compartidos aunque las tres primeras ya eran conocidas genericamente 1 El enlace de par de electrones a traves de la interaccion de un electron desapareado de cada uno de dos atomos 2 El spin de los electrones involucrados en el enlace tienen que ser opuestos 3 Una vez apareados los dos electrones no pueden formar parte de enlaces adicionales Sus tres ultimas reglas eran nuevas 4 Los terminos de intercambio de electrones para formar el enlace involucra solo una funcion de onda de cada atomo 5 Los electrones disponibles en el menor nivel de energia forman los enlaces mas fuertes 6 De dos orbitales en un atomo el que pueda solaparse en mayor proporcion con un orbital de otro atomo formara el enlace mas fuerte y este enlace tendera a orientarse en la direccion del orbital mas concentrado A partir de este articulo Pauling publicaria en 1939 un libro de texto Sobre la Naturaleza del Enlace Quimico que vendria a ser llamado por algunos como la biblia de la quimica moderna Este libro ayudo a los quimicos experimentales a entender el impacto de la teoria cuantica sobre la quimica Sin embargo la edicion posterior de 1939 fallo en explicar adecuadamente los problemas que parecian ser mejor entendibles por la teoria de orbitales moleculares El impacto de la teoria del enlace de valencia declino durante la decada de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoria de orbitales moleculares que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores A partir de la decada de 1960 los problemas mas dificiles de la implementacion de la teoria del enlace de valencia en programas de computadoras habian sido mayormente resueltos y la teoria del enlace de valencia vio un resurgimiento Teoria de los orbitales moleculares Editar Articulo principal Teoria de los orbitales moleculares Orbital molecular HOMO 5 de tipo pi en la molecula de trifluoruro de boro calculado usando Spartan La teoria de los orbitales moleculares TOM usa una combinacion lineal de orbitales atomicos para formar orbitales moleculares que abarcan la molecula entera Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes orbitales antienlazantes y orbitales de no enlace Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrodinger que incluye varios pero frecuentemente solo dos nucleos Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los nucleos que en cualquier otro lugar el orbital sera un orbital enlazante y tendera a mantener los nucleos cerca Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los nucleos el orbital funcionara como un orbital antienlazante y realmente debilitara el enlace Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos cerca a los orbitales atomicos asociados casi enteramente o con un nucleo o con otro y entonces pasaran igual tiempo entre los nucleos y no en ese espacio Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace El modelo de enlace Editar A pesar de que todos los electrones de un atomo giran alrededor de su nucleo solo los electrones de valencia giran mas lejos de el mientras mas alejados del nucleo se encuentren mas posibilidades tendra ese atomo de interactuar con electrones de otro Los electrones de valencia interaccionan de distintas formas ya que dependen de las caracteristicas del otro atomo con el que pueda conjuntarse Algunos atomos ceden sus electrones a otro para lograr su equilibrio otros los ganan y a veces tambien los comparten Por ejemplo en el fluoruro de litio LiF uno de los atomos el litio dona su electron de valencia mientras que el fluor lo recibe De esta forma se forman iones atomos con carga neta positivos Li y negativos F La representacion de Lewis se caracteriza por ilustrar los simbolos de los elementos y los electrones de valencia que hay alrededor de ellos como puntos o taches Para interpretar la simbologia del agua en la representacion de Lewis hay que saber que cada uno de los dos atomos de hidrogeno solo cuenta con un electron de valencia que pueden ser representados con un punto mientras que el atomo de oxigeno tiene ocho electrones de los cuales seis son de valencia y se pueden representar con taches para diferenciarlos de los electrones de valencia del hidrogeno La mayoria de los atomos se unen compartiendo electrones mediante uno dos o hasta tres pares Para no colocar tantos puntos cada par compartido se representa como una linea H O H Del mismo modo casi todos los atomos muestran una tendencia a perder ganar o compartir un numero de electrones necesarios para completar ocho electrones de valencia regla del octeto tal como lo hace el oxigeno en la molecula del agua Por otro lado unicamente el hidrogeno completa dos por lo que se dice que ha formado la regla del duo al solo tener como maximo dos electrones 5 Comparacion de las teorias del enlace de valencia y de los orbitales moleculares Editar En algunos aspectos la teoria del enlace de valencia es superior a la teoria de orbitales moleculares Cuando se aplica a la molecula mas simple de dos electrones H2 la teoria del enlace de valencia incluso al nivel mas simple de la aproximacion de Heitler London produce una aproximacion mas cercana a la energia de enlace y provee una representacion mas exacta del comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces quimicos En contraste la teoria de orbitales moleculares simple predice que la molecula de hidrogeno se disocia en una superposicion lineal de atomos de hidrogeno e iones positivos y negativos de hidrogeno un resultado completamente contrario a la evidencia fisica Esto explica en parte por que la curva de energia total versus la distancia interatomica del metodo de orbitales de valencia yace por encima de la curva del metodo de orbitales moleculares a todas las distancias y mas particularmente para distancias mucho mas grandes Esta situacion surge para todas las moleculas diatomicas homonucleares y es particularmente un problema para el F2 para el que la energia minima de la curva con la teoria de orbitales moleculares es aun mayor en energia que la energia de los dos atomos de fluor no enlazados Los conceptos de hibridacion son versatiles y la variabilidad en el enlace en muchos compuestos organicos es tan modesta que la teoria del enlace permanece como una parte integral del vocabulario del quimico organico Sin embargo el trabajo de Friedrich Hund Robert Mulliken y Gerhard Herzberg mostro que la teoria de orbitales moleculares provee una descripcion mas apropiada de las propiedades espectroscopicas magneticas y de ionizacion de las moleculas Las deficiencias de la teoria del enlace se hicieron aparentes cuando las moleculas hipervalentes por ejemplo el PF5 fueron explicadas sin el uso de los orbitales d que eran cruciales en el esquema de enlace basado en hibridacion propuesto para tales moleculas por Pauling Los complejos metalicos y compuestos deficientes en electrones como el diborano tambien resultaron ser mejor descritos por la teoria de orbitales moleculares aunque tambien se han hecho descripciones usando la teoria del enlace de valencia En la decada de 1930 los dos metodos competian fuertemente hasta que se observo que ambas eran aproximaciones a una teoria mejor Si se toma la estructura de enlace de valencia simple y se mezcla en todas las estructuras covalentes e ionicas posibles que surgen de un juego particular de orbitales atomicos se llega a lo que se llama la funcion de onda de interaccion de configuracion completa Si se toma la descripcion de orbital molecular simple del estado fundamental y se combina dicha funcion con las funciones que describen todos los estados excitados posibles usando los orbitales no ocupados que surgen del mismo juego de orbitales atomicos tambien se llega a la funcion de onda de interaccion de configuracion completa Puede verse que la aproximacion de orbital molecular simple da demasiado peso a las estructuras ionicas mientras que la aproximacion de enlace de valencia simple le da demasiado poco Esto puede ser descrito diciendo que la aproximacion de orbitales moleculares simple es demasiado deslocalizada mientras que la aproximacion de enlaces de valencia es demasiado localizado Estas dos aproximaciones son ahora observadas como complementarias cada una proveyendo sus propias perspectivas en el problema del enlace quimico Los calculos modernos en quimica cuantica generalmente empiezan a partir de pero finalmente van mas alla un orbital molecular en vez de una aproximacion de enlace de valencia no por algun tipo de superioridad intrinseca de la segunda sino porque la aproximacion de orbitales moleculares es mucho mas rapidamente adaptable a computacion numerica Sin embargo ahora hay mejores programas de enlace de valencia disponibles Enlaces en formulas quimicas EditarLa tridimensionalidad de los atomos y moleculas hace dificil el uso de una sola tecnica para indicar los orbitales y enlaces En la formula quimica los enlaces quimicos orbitales enlazantes entre atomos estan indicados por varios metodos diferentes de acuerdo al tipo de discusion Algunas veces se desprecian completamente Por ejemplo en quimica organica la formula molecular del etanol un compuesto en bebidas alcoholicas puede ser escrito en papel como isomeros conformacionales tridimensional completamente bidimensional indicando cada enlace con direcciones no tridimensionales bidimensional comprimida CH3 CH2 OH separando el grupo funcional del resto de la molecula C2H5OH o sus constituyentes atomicos C2H6O de acuerdo a lo que se este discutiendo Algunas veces incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de valencia con las direcciones aproximadas bidimensionalmente estructura de Lewis Algunos quimicos pueden tambien representar los orbitales respectivos Enlace quimico EditarLongitudes de enlace tipicas en pm y energia de enlace en kJ mol Informacion recopilada de 1 Enlace Longitud pm Energia kJ mol H HidrogenoH H 74 436H C 109 413H N 101 391H O 96 366H F 92 568H Cl 127 432H Br 141 366C CarbonoC H 109 413C C 154 348C C 134 614C C 120 839C N 147 308C O 143 360C F 135 488C Cl 177 330C Br 194 288C I 214 216C S 182 272N NitrogenoN H 101 391N C 147 308N N 145 170N N 110 945O OxigenoO H 96 366O C 143 360O O 148 145O O 121 498F Cl Br I HalogenosF H 92 568F F 142 158F C 135 488Cl H 127 432Cl C 177 330Cl Cl 199 243Br H 141 366Br C 194 288Br Br 228 193I H 161 298I C 214 216I I 267 151S AzufreC S 182 253Estos enlaces quimicos son fuerzas intramoleculares que mantienen a los atomos unidos en las moleculas En la vision simplista del enlace localizado el numero de electrones que participan en un enlace o estan localizados en un orbital enlazante es tipicamente un numero par de dos cuatro o seis respectivamente Los numeros pares son comunes porque las moleculas suelen tener estados energeticos mas bajos si los electrones estan apareados Teorias de enlace sustancialmente mas avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un numero entero dependiendo de la distribucion de los electrones a cada atomo involucrado en un enlace Por ejemplo los atomos de carbono en el benceno estan conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1 5 y los dos atomos en el oxido nitrico no estan conectados con aproximadamente 2 5 El enlace cuadruple tambien son bien conocidos El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribucion de los orbitales electronicos disponibles a los atomos que se enlazan A mayor diferencia en electronegatividad con mayor fuerza sera un electron atraido a un atomo particular involucrado en el enlace y mas propiedades ionicas tendra el enlace ionico significa que los electrones del enlace estan compartidos inequitativamente estos enlaces son frecuentes entre atomos que se ubican a la izquierda de la tabla periodica baja electronegatividad y atomos que se encuentran a la derecha de la tabla periodica mas electronegativos porque permite la transferencia de electrones de valencia produciendo iones A menor diferencia de electronegatividad mayores propiedades covalentes comparticion completa del enlace generalmente entre atomos vecinos de la tabla periodica Los atomos enlazados de esta forma tienen carga electrica neutra por lo que el enlace se puede llamar no polar Ejemplo Na Cl displaystyle longrightarrow Enlace ionico O O displaystyle longrightarrow Enlace covalente no polar C O displaystyle longrightarrow Enlace covalente polarLos enlaces covalentes pueden ser simples H H cuando se comparte un solo par de electrones dobles O O al compartir dos pares de electrones triples cuando comparten tres tipos de electrones o cuadruples cuando comparten cuatro tipos de electrones Los enlaces covalentes no polares se forman entre atomos iguales no hay variacion en el numero de oxidacion Los enlaces covalentes polares se forman con atomos distintos con gran diferencia de electronegatividades La molecula es electricamente neutra pero no existe simetria entre las cargas electricas originando la polaridad un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo Enlace covalente Editar Articulo principal Enlace covalente El enlace covalente polar es intermediado en su caracter entre un enlace covalente y un enlace ionico Los enlaces covalentes polares se forman con atomos distintos con gran diferencia de electronegatividades La molecula es electricamente neutra pero no existe simetria entre las cargas electricas originando la polaridad un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones dobles al compartir dos pares de electrones triples cuando comparten tres pares de electrones o cuadruples cuando comparten cuatro pares de electrones La diferencia entre enlace simple doble y triple reside en que en un enlace simple los atomos estan mas alejados lo que hace al enlace mas debil menor energia por el contrario en uno triple los atomos estan mas cerca que en el simple esto hace al enlace mas energetico y mas fuerte por lo tanto mas energetico 6 Los enlaces covalentes no polares 0 o menor que 0 4 7 se forman entre atomos iguales no hay variacion en el numero de oxidacion Los atomos enlazados de esta forma tienen carga electrica neutra En otras palabras el enlace covalente es la union entre atomos en donde se da un compartimiento de electrones los atomos que forman este tipo de enlace son de caracter no metalico Las moleculas que se forman con atomos iguales mononucleares presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es nula Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad lt 1 7 es decir cercanos en la tabla periodica de los elementos quimicos o bien entre el mismo elemento para formar moleculas diatomicas Un enlace covalente es la union quimica entre un elemento no metalico con otro no metalico Dentro de estos se puede encontrar una clasificacion segun el tipo de enlace existiendo el enlace sencillo en el cual comparte un solo par de electrones ejemplo del mismo se encuentra la molecula de acido clorhidrico el segundo es el enlace doble en el cual se comparten dos pares de electrones siendo ejemplo de ello la molecula de dioxido de carbono el ultimo caso representa lo que se define como triple enlace en el cual se comparten tres pares de electrones siendo ejemplo de ello la molecula diatomica de nitrogeno Dentro de sus propiedades se encuentran variedad en sus puntos de ebullicion y fusion geometrias moleculares definidas polaridad del enlace debido a electronegatividades que difieren la carga electrica parcial del atomo enlazado Se pueden encontrar como enlace covalente puro u homopolar union de dos o mas atomos del mismo elemento siendo ejemplo O como enlace covalente polar o heteropolar union entre dos no metales diferentes ejemplo de ello H O por ultimo el covalente coordinado en la que un atomo se coordina para completar su octeto siendo ejemplo el H SO4 Enlace ionico o electrovalente Editar Articulo principal Enlace ionico El enlace ionico es un tipo de interaccion electrostatica entre atomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad pero una diferencia sobre 2 0 suele ser ionica y una diferencia menor a 1 7 suele ser covalente En pocas palabras un enlace ionico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones se da entre un cation y un anion o dicho de otra manera es aquel en el que un elemento que tiene mas electronegatividad se atrae con los elementos de menor electronegatividad 8 El enlace ionico implica la separacion en iones positivos y negativos Las cargas ionicas suelen estar entre 3e a 3e este tipo de enlace es frecuente entre atomos de los grupos IA IIA IIIA que pierden electrones Cationes y atomos de los grupos VA VIA VIIA que ganan electrones aniones Ejemplo La union entre el sodio y el cloro es un enlace ionico donde el sodio pierde 1 electron del ultimo nivel de energia 3s y el cloro gana ese electron completando 8 electrones en el ultimo nivel de energia Na 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 displaystyle 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 pierde un electron N a 1 displaystyle Na 1 cation Cl 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 displaystyle 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 gana un electron C l 1 displaystyle Cl 1 anion Enlace covalente coordinado o dativo Editar Articulo principal Enlace de coordinacion El enlace covalente coordinado algunas veces referido como enlace dativo es un tipo de enlace covalente en el que los electrones de enlace se originan solo en uno de los atomos el donante de pares de electrones o base de Lewis pero son compartidos aproximadamente por igual en la formacion del enlace covalente Este concepto esta cayendo en desuso a medida que los quimicos se pliegan a la teoria de orbitales moleculares Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano El arreglo resultante es diferente de un enlace ionico en que la diferencia de electronegatividad es pequena resultando en una covalencia Se suelen representar por flechas para diferenciarlos de otros enlaces La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o acido de Lewis y la cola a la base de Lewis Este tipo de enlace se ve en el ion amonio y en los complejos quimicos donde un atomo central por lo general un cation metalico esta unido a otras moleculas denominadas ligandos Enlaces de uno y tres electrones Editar Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales que tienen un numero impar de electrones El ejemplo mas simple de un enlace de un electron se encuentra en el cation hidrogeno molecular H2 Los enlaces de un electron suelen tener la mitad de energia de enlace de un enlace de 2 electrones y en consecuencia se les llama medios enlaces Sin embargo hay excepciones en el caso del dilitio el enlace es realmente mas fuerte para el Li2 de un electron que para el Li2 de dos electrones Esta excepcion puede ser explicada en terminos de hibridacion y efectos de capas internas 9 El ejemplo mas simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el cation de helio dimerico He2 y puede ser considerado tambien medio enlace porque en terminos de orbitales moleculares el tercer electron esta en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones Otro ejemplo de una molecula conteniendo un enlace de tres electrones ademas de enlaces de dos electrones es el oxido nitrico NO La molecula de oxigeno O2 tambien puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3 electrones y un enlace de 2 electrones lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2 10 Las moleculas con numero impar de electrones suelen ser altamente reactivas Este tipo de enlace solo es estable entre atomos con electronegatividades similares 10 Enlaces flexionados Editar Los enlaces flexionados tambien conocidos como enlaces banana son enlaces en moleculas tensionadas o impedidas estericamente cuyos orbitales de enlaces estan forzados en una forma como de banana Los enlaces flexionados son mas susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios El enlace flexionado es un tipo de enlace covalente cuya disposicion geometrica tiene cierta semejanza con la forma de una banana doble enlace entre carbonos se forma gracias al traslape de dos orbitales hibridos sp3 Como estos orbitales no se encuentran exactamente uno frente a otro al hibridarse adquieren la forma de banana Enlaces 3c 2e y 3c 4e Editar En el enlace de tres centros y dos electrones 3c 2e tres atomos comparten dos electrones en un enlace Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones como el diborano Cada enlace de ellos 2 por molecula en el diborano contiene un par de electrones que conecta a los atomos de boro entre si con un atomo de hidrogeno en el medio del enlace compartiendo los electrones con los atomos de boro El enlace de tres centros y cuatro electrones 3c 4e explica el enlace en moleculas hipervalentes En ciertos compuestos aglomerados se ha postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones En ciertos sistemas conjugados p pi como el benceno y otros compuestos aromaticos y en redes conjugadas solidas como el grafito los electrones en el sistema conjugado de enlaces p estan dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la molecula o la red Enlace aromatico Editar En muchos casos la ubicacion de los electrones no puede ser simplificada a simples lineas lugar para dos electrones o puntos un solo electron En compuestos aromaticos los enlaces que estan en anillos planos de atomos la regla de Huckel determina si el anillo de la molecula mostrara estabilidad adicional En el benceno el compuesto aromatico prototipico 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 atomos de carbono para formar una estructura de anillo plano El orden de enlace entre los diferentes atomos de carbono resulta ser identico en todos los casos desde el punto de vista quimico con una valor equivalente de aproximadamente 1 5 En el caso de los aromaticos heterociclicos y bencenos sustituidos las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento quimico de los enlaces aromaticos del anillo que de otra formar seria equivalente Enlace metalico Editar En un enlace metalico los electrones de enlace se encuentran situados en una estructura de atomos En contraste en los compuestos ionicos la ubicacion de los electrones enlazantes y sus cargas son estaticas Debido a la deslocalizacion o el libre movimiento de los electrones se tienen las propiedades metalicas de conductividad ductilidad y dureza El enlace metalico es similar al ionico sin embargo el primero es mas compacto que el segundo ya que el numero de atomos que rodean a cada uno de ellos es mayor Con base en la estructura del enlace metalico es posible identificar las propiedades mas caracteristicas de los metales tales como su conductividad electrica y calorifica conductividad la capacidad para extenderse en hilos muy finos ductilidad la capacidad para obtener laminas finas maleabilidad densidades elevadas puntos de fusion altos etc El modelo mas sencillo de enlace metalico se basa en una de las propiedades caracteristicas de los metales su baja electronegatividad ceden electrones con facilidad Asi pues el enlace metalico podemos describirlo como una distribucion muy ordenada y compacta de iones positivos del metal red metalica entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada atomo a modo de nube electronica Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes no estan ligados sujetos a los nucleos y son compartidos por todos ellos Esta nube electronica hace de colchon entre las cargas positivas impidiendo que se repelan a la vez que mantienen unidos los atomos del metal Caracteristicas principales de los metales Solidos a temperatura ambiente a excepcion del mercurio de densidad elevada La red metalica es una estructura muy ordenada tipica de los solidos y compacta con los iones muy bien empaquetados muy juntos densidad alta Temperaturas de fusion y ebullicion altas Buenos conductores del calor y la electricidad Ductilidad y maleabilidad debido a la posibilidad de que las capas de iones se pueden deslizar unas sobre otras sin que se rompa la red metalica Teoria del mar de electrones Editar Los metales son propensos a perder sus electrones debido a su baja energia de ionizacion es posible tomar en consideracion a un atomo metalico como un cation unido al electron de valencia que podria perder En un metal tenemos muchisimos atomos unidos entre si Entonces podemos considerar a un metal como un conjunto de cationes metalicos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados La atraccion electrostatica entre carga positiva del cation y negativa del electron mantiene fuertemente unidos a todos los atomos del metal El modelo del mar de electrones desarrolla de manera sencilla las propiedades de los metales Por ejemplo La ductilidad y maleabilidad ocurre debido a que la deslocalizacion de electrones ocurre en todas las direcciones a manera de capas Enlace intermolecular Editar Fuerzas de van der Waals Hay cuatro tipos basicos de enlaces que se pueden formar entre dos o mas moleculas iones o atomos que de otro modo no estarian asociados Las fuerzas intermoleculares originan que las moleculas se atraigan o repelan unas a otras Frecuentemente esto define algunas de sus caracteristicas fisicas como el punto de fusion de una sustancia Dipolo permanente a dipolo permanente Editar Una gran diferencia de electronegatividad entre dos atomos enlazados fuertemente en una molecula ocasiona la formacion de un dipolo un par positivo negativo de cargas electricas parciales permanentes Los dipolos se atraen o repelen unos a otros Enlace de hidrogeno Editar Enlace de hidrogeno En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte Sin embargo en el enlace de hidrogeno el atomo de hidrogeno esta mas cerca a ser compartido entre los atomos donante y el receptor en un enlace 3 c 2 e Los enlaces de hidrogeno explican el punto de ebullicion relativamente alto de los liquidos como el agua amoniaco y fluoruro de hidrogeno comparado con sus contrapartes mas pesadas en el mismo grupo de la tabla periodica Dipolo instantaneo a dipolo inducido Editar Los dipolos instantaneos a dipolo inducido o fuerzas de London son las interacciones mas debiles pero tambien las mas ubicuas entre todas las sustancias quimicas Imagine el atomo de helio en cualquier instante la nube electronica alrededor del atomo que de otro modo seria neutral puede estar ligeramente desbalanceada con momentaneamente mas carga negativa en un lado que en el otro Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantaneo Este dipolo con su carga ligeramente desbalanceada puede atraer o repeler a los electrones en los atomos de helio vecinos estableciendo otro dipolo dipolo inducido Los dos atomos se estaran atrayendo por un instante antes que la carga se rebalancee y los atomos se muevan Interaccion cation pi Editar La interaccion cation pi se presenta entre la carga negativa localizada de los electrones de un orbital pi ubicados sobre y debajo del plano de un anillo aromatico y una carga positiva Electrones en los enlaces quimicos EditarEn el limite irrealistico del enlace ionico puro los electrones estan perfectamente localizados en uno de los dos atomos en el enlace Tales enlaces pueden ser interpretados por la fisica clasica Las fuerzas entre los atomos estan caracterizadas por potenciales electrostaticos continuos isotropos Su magnitud es una proporcion simple a la diferencia de cargas Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoria del enlace de valencia o la teoria del orbital molecular Las propiedades de los atomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como numero de oxidacion La densidad electronica en el enlace no esta asignada a atomos individuales en vez de ello esta deslocalizada entre los atomos En la teoria del enlace de valencia los dos electrones en los dos atomos se emparejan con una fuerza de enlace que depende del traslape entre los orbitales En la teoria del orbital molecular la combinacion lineal de orbitales atomicos CLOA ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energias basadas en los orbitales atomicos de los atomos de los que proviene A diferencia de los enlaces ionicos puros los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad anisotropia Estas pueden tener sus propios nombres como sigma y pi En el caso general los atomos forman enlaces que son intermedios entre ionico y covalente dependiendo de la electronegatividad relativa de los atomos involucrados Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlace covalente polar Buckybalon EditarEn 1985 los quimicos de la Universidad de Rice en Texas Robert F Curl y Richard E Smalley y uno de la Universidad de Sussex Harold Kroto utilizaron un laser de alta potencia para vaporizar grafito en un esfuerzo por crear moleculas poco comunes que se creia existian en el espacio interestelar La espectrometria de las masas revelo que uno de los productos resulto ser una especie desconocida con la formula C60 Debido a su tamano y al hecho de que es carbono puro esta molecula tiene una forma extrana en la que trabajaron varios investigadores utilizando papel tijeras y cinta adhesiva Posteriormente mediciones espectroscopicas y de rayos X confirmaron que el C60 tenian la forma similar a una esfera hueca con un atomo de carbono localizado en cada uno de sus 60 vertices Geometricamente el buckybalon abreviatura de buckminsterfulerene es la molecula mas simetrica que se conoce Sin embargo a pesar de sus caracteristicas peculiares su esquema de enlace es simple Cada carbono tiene una hibridacion sp2 y tiene orbitales moleculares deslocalizados que se extienden sobre la estructura completa El buckybalon asi como otros miembros de mayor peso representan un concepto completamente nuevo en la arquitectura molecular con implicaciones de largo alcance Por ejemplo se ha preparado con un atomo de helio dentro de su estructura 11 Por el descubrimiento del buckybalon los tres cientificos fueron premiados con el premio Nobel de quimica 1996 Un descubrimiento fascinante realizado en 1991 por cientificos japoneses fue la identificacion de estructuras relacionadas con el buckybalon Estas moleculas tienen una longitud de cientos de nanometros y presentan una forma tubular con una cavidad interna aproximada de 15 nanometros de diametro 11 Enlaces externos EditarW Locke 2398 Introduction to Molecular Orbital Theory Accedido marzo 3 20 Carl R Nave 2005 HyperPhysics Accedido marzo 3 2009 Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond A Documentary History Accedido marzo 3 2009 Vease tambien EditarReaccion quimica Reglas de Fajans Regla de Ephraim FajansReferencias Editar Gillespie Ronald J agosto de 1988 Quimica Reverte ISBN 9788429171884 Consultado el 11 de febrero de 2018 Quimica 1 SEP Ediciones Umbral ISBN 9789709758290 Consultado el 11 de febrero de 2018 Laidler K J 1993 The World of Physical Chemistry Oxford University Press p 347 James H H A S Coolidge 1933 The Ground State of the Hydrogen Molecule Journal of Chemical Physics American Institute of Physics 1 825 835 La referencia utiliza el parametro obsoleto coautores ayuda Reyes Cardenas Flor Padilla Kira 2012 10 La indagacion y la ensenanza de las ciencias Educacion Quimica 23 4 415 421 ISSN 0187 893X doi 10 1016 s0187 893x 17 30129 5 Consultado el 18 de junio de 2020 DIFERENCIA entre ENLACE SIMPLE DOBLE Y TRIPLE 2019 Quimica Inorganica 20 de junio de 2019 Consultado el 25 de junio de 2019 Quimica i EUNED ISBN 9789968316262 Consultado el 11 de marzo de 2018 Atkins Peter Loretta Jones 1997 Chemistry Molecules Matter and Change Nueva York W H Freeman amp Co pp 294 295 ISBN 0 7167 3107 X Weinhold F Landis C Valency and bonding Cambridge 2005 pp 96 100 a b Pauling L The Nature of the Chemical Bond Cornell University Press 1960 a b Chang 2007 p 440 Bibliografia Editar Chang R 2007 Quimica novena edicion Mexico Mc Graw Hill Enlaces externos Editar Wikimedia Commons alberga una galeria multimedia sobre Enlace quimico Datos Q44424 Multimedia Chemical bonding Obtenido de https es wikipedia org w index php title Enlace quimico amp oldid 140346642, wikipedia, wiki, leyendo, leer, libro, biblioteca,

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