Enlace químico

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Enlace químico

Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, 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 electrodinámica cuántica.

Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripcion del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.

Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen,porque, al estar unidos, adquieren una situaci√≥n m√°s estable que cuando estaban separados. Esta situaci√≥n de mayor estabilidad suele darse cuando el n√ļmero de electrones que poseen los √°tomos en su √ļltimo nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el n√ļcleo est√°n cargados negativamente, y que los protones en el n√ļcleo lo est√°n positivamente, la configuraci√≥n m√°s estable del n√ļcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los n√ļcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los n√ļcleos se atraigan mutuamente.

En la visi√≥n simplificada del denominado enlace covalente, uno o m√°s electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos n√ļcleos at√≥micos. Ah√≠, los electrones negativamente cargados son atra√≠dos a las cargas positivas de ambos n√ļcleos, en vez de s√≥lo su propio n√ļcleo. Esto vence a la repulsi√≥n entre los dos n√ļcleos positivamente cargados de los dos √°tomos, y esta atracci√≥n tan grande mantiene a los dos n√ļcleos en una configuraci√≥n de equilibrio relativamente fija, aunque a√ļn vibrar√°n en la posici√≥n de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartici√≥n de electrones en los que los n√ļcleos positivamente cargados de dos o m√°s √°tomos atraen simult√°neamente a los electrones negativamente cargados que est√°n siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o m√°s electrones son compartidos inequitativamente entre dos n√ļcleos.

En una visi√≥n simplificada de un enlace i√≥nico, el electr√≥n de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital at√≥mico m√°s externo de un √°tomo tiene un lugar libre que permite la adici√≥n de uno o m√°s electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energ√≠a (m√°s cerca al n√ļcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de √°tomo. En consecuencia, un n√ļcleo ofrece una posici√≥n de m√°s fuerte uni√≥n a un electr√≥n de lo que lo hace el otro n√ļcleo. Esta transferencia ocasiona que un √°tomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracci√≥n electrost√°tica entre los √°tomos, y los √°tomos 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. Las 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.

Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace qu√≠mico son tan tempranas como en el siglo XII, se supon√≠a que ciertos tipos de especies qu√≠micas estaban unidas entre s√≠ por un tipo de afinidad qu√≠mica. En 1704, Isaac Newton esboz√≥ su teor√≠a de enlace at√≥mico, en "Query 31" de su Opticks, donde los √°tomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Espec√≠ficamente, despu√©s de investigar varias teor√≠as populares, en boga en aquel tiempo, de c√≥mo los √°tomos se pod√≠a unir unos a otros, por ejemplo, "√°tomos enganchados", "√°tomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton se√Īal√≥ lo que inferir√≠a posteriormente a partir de su cohesi√≥n que:

Las part√≠culas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias peque√Īas desempe√Īan operaciones qu√≠micas y su efecto deja de sentirse no lejos de las part√≠culas.

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 siglos 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 a√Īo, Walther Kossel lanz√≥ una teor√≠a similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asum√≠a una transferencia completa de electrones entre los √°tomos, con lo que era un modelo de enlace i√≥nico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).

En 1927, el f√≠sico dan√©s Oyvind Burrau deriv√≥ la primera descripci√≥n cu√°ntica matem√°ticamente completa de un enlace qu√≠mico simple, el producido por un electr√≥n en el ion de hidr√≥geno molecular (dihidrogenilio), H2+.[1] Este trabajo mostr√≥ que la aproximaci√≥n cu√°ntica a los enlaces qu√≠micos podr√≠an ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los m√©todos matem√°ticos usados no podr√≠an extenderse a mol√©culas que contuvieran m√°s de un electr√≥n. Una aproximaci√≥n m√°s pr√°ctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo a√Īo por Walter Heitler y Fritz London. El m√©todo de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teor√≠a del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo el m√©todo de combinaci√≥n lineal de orbitales at√≥micos (CLOA o dentro de la teor√≠a de orbitales moleculares, sugiriendo tambi√©n m√©todos para derivar las estructuras electr√≥nicas de mol√©culas de F2 (fl√ļor) y las mol√©culas de O2 (ox√≠geno), a partir de principios cu√°nticos b√°sicos. Esta teor√≠a de orbital molecular represent√≥ un enlace covalente como un orbital formado por combinaci√≥n de los orbitales at√≥micos de la mec√°nica cu√°ntica de Schr√∂dinger que hab√≠an sido hipotetizados por los electrones en √°tomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en √°tomos multielectr√≥nicos no podr√≠an ser resueltos con perfecci√≥n matem√°tica (esto es, anal√≠ticamente), pero las aproximaciones para ellos a√ļn producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos c√°lculos cuantitativos en qu√≠mica cu√°ntica moderna usan tanto las teor√≠as de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximaci√≥n, la teor√≠a del funcional de la densidad, se ha estado haciendo m√°s popular en a√Īos recientes.

En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llev√≥ a cabo un c√°lculo sobre la mol√©cula de dihidr√≥geno que, a diferencia de todos los c√°lculos previos que usaban funciones s√≥lo de la distancia de los electrones a partir del n√ļcleo at√≥mico, us√≥ funciones que s√≥lo adicionaban expl√≠citamente la distancia entre los dos electrones.[2] Con 13 par√°metros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la energ√≠a de disociaci√≥n de enlace. Posteriores extensiones usaron hasta 54 par√°metros y producen gran concordancia con los experimentos. Este c√°lculo convenci√≥ a la comunidad cient√≠fica que la teor√≠a cu√°ntica podr√≠a concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximaci√≥n no tiene relaci√≥n f√≠sica con la teor√≠a de enlace de valencia y orbitales moleculares y es dif√≠cil de extender a mol√©culas m√°s grandes.

Contenido

Teoría de enlace de valencia

Artículo principal: Teoría del enlace de valencia

En el a√Īo 1927, la teor√≠a de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace qu√≠mico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales at√≥micos, trabajan o funcionan para mantener los dos n√ļcleos juntos, en virtud a los efectos de disminuci√≥n de energ√≠a del sistema. En 1931, a partir de esta teor√≠a, el qu√≠mico Linus Pauling public√≥ lo que algunos consideran uno de los m√°s importantes papeles en la historia de la qu√≠mica: "Sobre la naturaleza del enlace qu√≠mico". En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis, y la teor√≠a del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, present√≥ seis reglas para el enlace de electrones compartidos, las tres primeras de las cuales generalmente ya eran conocidas:

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 tienen que ser opuestos.
3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte en enlaces adicionales.

Sus tres √ļltimas reglas eran nuevas:

4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo 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 puede traslapar en mayor cantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a yacer 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 teor√≠a de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinaci√≥n lineal de orbitales at√≥micos para formar orbitales moleculares, que abarcan la mol√©cula entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schr√∂dinger que incluye varios, pero frecuentemente s√≥lo dos, n√ļcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los n√ļcleos que en cualquier otro lugar, el orbital ser√° un orbital enlazante, y tender√° a mantener los n√ļcleos 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 n√ļcleos, el orbital funcionar√° como un orbital antienlazante, y realmente debilitar√° el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca a los orbitales at√≥micos) asociados casi enteramente o con un n√ļcleo o con otro y entonces pasar√°n igual tiempo entre los n√ļcleos y no en ese espacio. Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.

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

En algunos aspectos, la teor√≠a del enlace de valencia es superior a la teor√≠a de orbitales moleculares. Cuando se aplica a la mol√©cula m√°s simple de dos electrones, H2, la teor√≠a del enlace de valencia, incluso al nivel m√°s simple de la aproximaci√≥n de Heitler-London, produce una aproximaci√≥n m√°s cercana a la energ√≠a de enlace, y provee una representaci√≥n m√°s exacta del comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces qu√≠micos. En contraste, la teor√≠a de orbitales moleculares simple predice que la mol√©cula de hidr√≥geno se disocia en una superposici√≥n lineal de √°tomos de hidr√≥geno, y iones positivos y negativos de hidr√≥geno, un resultado completamente contrario a la evidencia f√≠sica. Esto explica en parte por qu√© la curva de energ√≠a total versus la distancia interat√≥mica del m√©todo de orbitales de valencia yace por encima de la curva del m√©todo de orbitales moleculares a todas las distancias y, m√°s particularmente, para distancias mucho m√°s grandes. Esta situaci√≥n surge para todas las mol√©culas diat√≥micas homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para el que la energ√≠a m√≠nima de la curva con la teor√≠a de orbitales moleculares es a√ļn mayor en energ√≠a que la energ√≠a de los dos √°tomos de fl√ļor 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 qu√≠mico. Los c√°lculos modernos en qu√≠mica cu√°ntica generalmente empiezan a partir de (pero finalmente van m√°s all√°) un orbital molecular en vez de una aproximaci√≥n de enlace de valencia, no por alg√ļn tipo de superioridad intr√≠nseca de la primera, sino porque la aproximaci√≥n de orbitales moleculares es mucho m√°s r√°pidamente adaptable a computaci√≥n num√©rica. Sin embargo, ahora hay mejores programas de enlace de valencia disponibles.

Enlaces en fórmulas químicas

La tridimensionalidad de los √°tomos y mol√©culas hace dif√≠cil el uso de una sola t√©cnica para indicar los orbitales y enlaces. En la f√≥rmula molecular, los enlaces qu√≠micos (orbitales enlazantes) entre √°tomos est√°n indicados por varios m√©todos diferentes de acuerdo al tipo de discusi√≥n. Algunas veces, se desprecian completamente. Por ejemplo, en qu√≠mica org√°nica, la f√≥rmula molecular del etanol (un compuesto en bebidas alcoh√≥licas) puede ser escrito en papel como is√≥meros conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3‚ÄďCH2‚ÄďOH), separando el grupo funcional del resto de la mol√©cula (C2H5OH), o sus constituyentes at√≥micos (C2H6O), de acuerdo a lo que se est√© discutiendo. Algunas veces, incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de valencia (con las direcciones aproximadas bidimensionalmente, estructura de Lewis). Algunos qu√≠micos pueden tambi√©n representar los orbitales respectivos.

Enlaces químicos

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

Información recopilada de [1].
Enlace Longitud
(pm)
Energía
(kJ/mol)
H ‚ÄĒ Hidr√≥geno
H‚ÄďH 74 436
H‚ÄďC 109 413
H‚ÄďN 101 391
H‚ÄďO 96 366
H‚ÄďF 92 568
H‚ÄďCl 127 432
H‚ÄďBr 141 366
C ‚ÄĒ Carbono
C‚ÄďH 109 413
C‚ÄďC 154 348
C=C 134 614
C‚Č°C 120 839
C‚ÄďN 147 308
C‚ÄďO 143 360
C‚ÄďF 135 488
C‚ÄďCl 177 330
C‚ÄďBr 194 288
C‚ÄďI 214 216
C‚ÄďS 182 272
N ‚ÄĒ Nitr√≥geno
N‚ÄďH 101 391
N‚ÄďC 147 308
N‚ÄďN 145 170
N‚Č°N 110 945
O ‚ÄĒ Ox√≠geno
O‚ÄďH 96 366
O‚ÄďC 143 360
O‚ÄďO 148 145
O=O 121 498
F, Cl, Br, I ‚ÄĒ Hal√≥genos
F‚ÄďH 92 568
F‚ÄďF 142 158
F‚ÄďC 135 488
Cl‚ÄďH 127 432
Cl‚ÄďC 177 330
Cl‚ÄďCl 199 243
Br‚ÄďH 141 366
Br‚ÄďC 194 288
Br‚ÄďBr 228 193
I‚ÄďH 161 298
I‚ÄďC 214 216
I‚ÄďI 267 151
S ‚ÄĒ Azufre
C‚ÄďS 182 272

Estos enlaces qu√≠micos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los √°tomos unidos en las mol√©culas. En la visi√≥n simplista del enlace localizado, el n√ļmero de electrones que participan en un enlace (o est√°n localizados en un orbital enlazante), es t√≠picamente un n√ļmero par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los n√ļmeros pares son comunes porque las mol√©culas suelen tener estados energ√©ticos m√°s bajos si los electrones est√°n apareados. Teor√≠as de enlace sustancialmente m√°s avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un n√ļmero entero, dependiendo de la distribuci√≥n de los electrones a cada √°tomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los √°tomos de carbono en el benceno est√°n conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos √°tomos en el √≥xido n√≠trico, NO, est√°n conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cu√°druple tambi√©n son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribuci√≥n de los orbitales electr√≥nicos disponibles a los √°tomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza ser√° un electr√≥n atra√≠do a un √°tomo particular involucrado en el enlace, y m√°s propiedades "i√≥nicas" tendr√° el enlace ("i√≥nico" significa que los electrones del enlace est√°n compartidos inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartici√≥n completa) del enlace.

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

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 tipos de electrones, o cu√°druples cuando comparten cuatro tipos de electrones.

Los enlaces covalentes no polares se forman entre √°tomos iguales, no hay variaci√≥n en el n√ļmero de oxidaci√≥n. Los enlaces covalentes polares se forman con √°tomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La mol√©cula es el√©ctricamente neutra, pero no existe simetr√≠a entre las cargas el√©ctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

Enlace covalente

Artículo principal: Enlace covalente

El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.

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 cu√°druples cuando comparten cuatro pares de electrones.

Los enlaces covalentes no polares se forman entre √°tomos iguales, no hay variaci√≥n en el n√ļmero de oxidaci√≥n. Los enlaces covalentes polares se forman con √°tomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La mol√©cula es el√©ctricamente neutra, pero no existe simetr√≠a entre las cargas el√©ctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

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 o bien, entre el mismo elemento para formar moleculas diatomicas.

Enlace iónico o Electrovalente

Artículo principal: Enlace iónico

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 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, 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 forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.[3] El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.

1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. 2) Los compuestos que se forman son solidos cristalinos con puntos de fusión elevados. 3) Se da por TRANSFERENCIA de electrones: un atomo PIERDE y el otro 'GANA' 4) Se forman iones (cationes y aniones)

Enlace covalente coordinado

Artículo principal: Enlace covalente coordinado

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 s√≥lo en uno de los √°tomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formaci√≥n del enlace covalente. Este concepto est√° cayendo en desuso a medida que los qu√≠micos se pliegan a la teor√≠a de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace i√≥nico en que la diferencia de electronegatividad es peque√Īa, 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 √°cido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.

Enlace de uno y tres electrones

Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un n√ļmero impar de electrones. El ejemplo m√°s simple de un enlace de un electr√≥n se encuentra en el cati√≥n de hidr√≥geno molecular, H2+. Los enlaces de un electr√≥n suelen tener la mitad de energ√≠a 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 m√°s fuerte para el Li2+ de un electr√≥n, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepci√≥n puede ser explicada en t√©rminos de hibridaci√≥n y efectos de capas internas.[4]

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.[5]

Las mol√©culas con n√ļmero impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace s√≥lo es estable entre √°tomos con electronegatividades similares.[5]

Enlaces flexionados

Artículo principal: Enlace flexionado

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 ŌÄ (pi), como el benceno y otros compuestos arom√°ticos, y en redes conjugadas s√≥lidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces ŌÄ est√°n dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la mol√©cula o la red.

Enlace arom√°tico

Artículo principal: Aromaticidad

En muchos casos, la ubicaci√≥n de los electrones no puede ser simplificada a simples l√≠neas (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electr√≥n). En compuestos arom√°ticos, los enlaces que est√°n en anillos planos de √°tomos, la regla de H√ľckel determina si el anillo de la mol√©cula mostrar√° 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 plana. 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 met√°lico

Artículo principal: Enlace metálico

En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.

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 sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.

Dipolo permanente a dipolo permanente

Artículo principal: Fuerza intermolecular

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

Artículo principal: 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 instant√°neo a dipolo inducido (van der Waals)

Artículo principal: fuerzas de London

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

Artículo principal: 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 teor√≠a del enlace de valencia o la teor√≠a del orbital molecular. Las propiedades de los √°tomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como n√ļmero de oxidaci√≥n. La densidad electr√≥nica en el enlace no est√° asignada a √°tomos individuales, en vez de ello est√° deslocalizada entre los √°tomos. En la teor√≠a del enlace de valencia, los dos electrones en los dos √°tomos se emparejan con una fuerza de enlace que depende del traslape entre los orbitales. En la teor√≠a del orbital molecular, la combinaci√≥n lineal de orbitales at√≥micos (CLOA) ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energ√≠as basadas en los orbitales at√≥micos de los √°tomos de los que proviene. A diferencia de los enlaces i√≥nicos puros, los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad (anisotrop√≠a). 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 qu√≠micos de la Rice University en Texas utilizaron un l√°ser de alta potencia para vaporizar grafito en un esfuerzo por crear mol√©culas poco comunes, que se cre√≠a exist√≠an en el espacio interestelar. La espectrometr√≠a de las masas revel√≥ que uno de los productos result√≥ ser una especie desconocida con la f√≥rmula (C60). Debido a su tama√Īo y al hecho de que es carbono puro, esta mol√©cula tiene una forma extra√Īa en la que trabajaron varios investigadores utilizando papel, tijeras y cinta adhesiva. Posteriormente, mediciones espectrosc√≥picas y de rayos X confirmaron que el (C60) ten√≠an la forma similar a una esfera hueca con un √°tomo de carbono localizado en cada uno de sus 60 v√©rtices. Geom√©tricamente, el buckybal√≥n (abreviatura de "buckminsterfulerene") es la mol√©cula mas sim√©trica que se conoce. Sin embargo, a pesar de sus caracter√≠sticas peculiares, su esquema de enlace es simple. Cada carbono tiene una hibridaci√≥n sp2, y tiene orbitales moleculares deslocalizados que se extienden sobre la estructura completa. El buckybal√≥n, as√≠ 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 √°tomo de helio dentro de su estructura. (Chang 440)

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. (Chang 440)


Enlaces externos

Véase también

Referencias

Chang, R. (2007). Química. (Novena ed., p. 1110). México: Mc Graw Hill.

  1. ‚ÜĎ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
  2. ‚ÜĎ James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). ¬ęThe Ground State of the Hydrogen Molecule¬Ľ. Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1:  pp. 825‚Äď835. 
  3. ‚ÜĎ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co.. pp. 294‚Äď295. ISBN 0-7167-3107-X. 
  4. ‚ÜĎ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
  5. ‚ÜĎ a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.

Enlaces externos


Wikimedia foundation. 2010.

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