Enllaz químicu

De Wikipedia
Saltar a navegación Saltar a la gueta
Enllaz iónicu del cloruru de sodiu, onde sodiu da'l so electrón de valencia al cloru pa dambos tener 8 electrones nel so valencia.

Un enllaz químicu ye'l procesu químicu responsable de les interacciones curioses ente átomos y molécules, [1]y que confier estabilidá a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La esplicación de tales fuerces curioses ye una área complexa que ta descrita poles lleis de la química cuántica.

Una definición más senciella ye qu'un enllaz químicu ye la fuerza esistente ente los átomos una vegada que se formó un sistema estable.[2]

Les molécules, cristales, metales y gases diatómicos (que formen la mayor parte del ambiente físico que nos arrodia) tán xuníos por enllaces químicos, que determinen les propiedaes físiques y químiques de la materia.

Les cargues opuestes atráense porque al tar xuníes adquieren una situación más estable que cuando taben dixebraes. Esta situación de mayor estabilidá suel dase cuando'l númberu d'electrones que tienen los átomos nel so últimu nivel ye igual a ocho, estructura que coincide cola de los gases nobles una y bones los electrones que orbitan el núcleu tán cargaos negativamente, y que los protones nel núcleu tar positivamente, la configuración más estable del núcleu y los electrones ye una na que los electrones pasen la mayor parte del tiempu ente los núcleos, que n'otru llugar del espaciu. Estos electrones faen que los núcleos atráiganse mutuamente.

Teoría del enllaz químicu[editar | editar la fonte]

Na visión simplificada del denomináu enllaz covalente, unu o más electrones (frecuentemente un par d'electrones) son llevaos al espaciu ente los dos núcleos atómicos. Ende, los electrones negativamente cargaos son atraíos a les cargues positives de dambos núcleos, en cuenta de namái'l so propiu núcleu. Esto vence a la repulsión ente los dos núcleos positivamente cargaos de los dos átomos, y esta atracción tan grande caltién a los dos núcleos nuna configuración d'equilibriu relativamente fixa, anque entá van cimblar na posición d'equilibriu. En resume, l'enllaz covalente arreya la compartición d'electrones nos que los núcleos positivamente cargaos de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargaos que tán siendo compartíos. Nun enllaz covalente polar, unu o más electrones son compartíos inequitativamente ente dos núcleos.

Nuna visión simplificada d'un enllaz iónicu, l'electrón d'enllaz nun ye compartíu, sinón que ye tresferíu. Nesti tipu d'enllaz, el orbital atómicu más esternu d'un átomu tien un llugar llibre que dexa la adición d'unu o más electrones. Estos electrones apocayá amestaos ocupen potencialmente un estáu de menor enerxía (más cerca al núcleu por cuenta de la alta carga nuclear efectiva) de lo qu'esperimenten nun tipu distintu d'átomu. Arriendes d'ello, un núcleu ufierta una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo fai l'otru núcleu. Esta tresferencia causa qu'un átomu asuma una carga neta positiva, y que l'otru asuma una carga neta negativa. Entós, el enllaz resulta de l'atracción electrostática ente los átomos, y los átomos constituyir en ((iones)) de carga positiva o negativa.

Tolos enllaces pueden ser esplicaos pola teoría cuántica, pero, na práctica, delles riegles de simplificación déxen-yos a los químicos predicir la fuerza d'enllaz, direccionalidad y polaridá de los enllaces. La riegla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares d'electrones de la capa de valencia son dos exemplos.

Esisten teoríes más sofisticaes, como la teoría del enllaz de valencia, qu'inclúi la hibridación d'orbitales y la resonancia, y el métodu de combinación llineal d'orbitales atómicos dientro de la teoría de los orbitales moleculares, qu'inclúi a la teoría del campu de los ligantes. La electrostática ye usada pa describir polaridaes d'enllaz y los efectos qu'exerz nes sustances químiques.

Hestoria del conceutu d'enllaz químicu[editar | editar la fonte]

Les primeres especulaciones al respective de la naturaleza del enllaz químicu son tan tempranes como nel sieglu XII. Suponíase que ciertos tipos de especies químiques taben xuníes ente sigo por un tipu de afinidá química.

En 1704, Isaac Newton esbozó la so teoría d'enllaz atómicu, en "Query 31" del so Opticks, onde los átomos xúnense unos a otros por dalguna "fuerza". Específicamente, dempués d'investigar delles teoríes populares, en boga naquel tiempu, de cómo los átomos podía xunise unos a otros, por casu, "átomos agabitaos", "átomos pegaos unos a otros por reposu", o "xuníos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo qu'inferiría darréu a partir de la so cohesión que:

Les partícules atráense unes a otres por dalguna fuerza, qu'en contactu inmediatu ye descomanadamente grande, a distancies pequenes desempeñen operaciones químiques y el so efectu dexa de sentise non llueñe de les partícules.

En 1819, arriendes de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desenvolvió una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente'l calter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediaos del sieglu XIX, Edward Frankland, F. A. Kekule, A. S. Couper, A. M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desenvolvieron la teoría de valencia, originalmente llamáu "poder combinante" en que los compuestos calteníase xuníos por cuenta de la atracción ente polos positivu y negativu. En 1916, el químicu Gilbert N. Lewis desenvolvió'l conceutu d'enllaz de par d'electrones, nel que dos átomos pueden compartir unu y seis electrones, formando'l enllaz d'un solu electrón, enllaz simple, enllaz doble, o enllaz triple:

Nes mesmes palabres de Lewis:

Un electrón puede formar parte de les envoltures de dos átomos distintes y nun puede dicise que perteneza a unu a cencielles o puramente.

El mesmu añu, Walther Kossel llanzó una teoría similar a la de Lewis, cola diferencia de qu'el so modelu asumía una tresferencia completa d'electrones ente los átomos, colo que yera un modelu de enllaz iónicu. Tanto Lewis y Kossel estructuraron los sos modelos d'enllaz a partir de la riegla de Abegg (1904).

En 1927, el físicu danés Oyvind Burrau derivó la primer descripción cuántica matemáticamente completa d'un enllaz químicu simple, el producíu por un electrón nel ion d'hidróxenu molecular (dihidrogenilio), H2+.[3] Esti trabayu amosó que l'aproximamientu cuánticu a los enllaces químicos podríen ser correctes fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usaos nun podríen estendese a molécules que contuvieren más d'un electrón. Un aproximamientu más prácticu, anque menos cuantitativa, foi publicada nel mesmu añu por Walter Heitler y Fritz London. El métodu de Heitler-London forma la base de lo qu'agora se denomina teoría del enllaz de valencia. En 1929, sir John Lennard-Jones introdució'l métodu de combinación llineal d'orbitales atómicos (CLOA o dientro de la teoría d'orbitales moleculares, suxuriendo tamién métodos pa derivar les estructures electróniques de molécules de F2 (flúor) y les molécules d'O2 (osíxenu), a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular representó un enllaz covalente como un orbital formáu por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger que fueren hipotetizados polos electrones n'átomos solitarios. Les ecuaciones pa los electrones d'enllaz n'átomos multielectrónicos nun podríen ser resueltos con perfección matemática (esto ye, analíticamente), pero los aproximamientos pa ellos entá producen munches predicciones y resultaos cualitatives bonos. Munchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usen tantu les teoríes d'orbitales moleculares o d'enllaz de valencia como puntu de partida, anque un tercer aproximamientu, la teoría del funcional de la densidá, túvose faciendo más popular n'años recién.

En 1935, H. H. James y A. S. Coolidge llevaron a cabu un cálculu sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de tolos cálculos previos qu'usaben funciones namái de la distancia de los electrones a partir del núcleu atómicu, usó funciones que namái amestaben explícitamente la distancia ente los dos electrones.[4] Con 13 parámetros ajustables, ellos llogren la resultancia bien cercana a la resultancia esperimental pa la enerxía de disociación d'enllaz. Posteriores estensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordanza colos esperimentos. Esti cálculu convenció a la comunidá científica que la teoría cuántica podría concordar colos esperimentos. Sicasí, esti aproximamientu nun tien relación física cola teoría d'enllaz de valencia y orbitales moleculares y ye malo d'estender a molécules más grandes.

Teoría d'enllaz de valencia[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Teoría del enllaz de valencia

Nel añu 1927, la teoría d'enllaz de valencia foi formulada, argumentando esencialmente que l'enllaz químicu fórmase cuando dos electrones de valencia, nos sos respectivos orbitales atómicos, trabayen o funcionen pa caltener los dos núcleos xuntos, en virtú a los efectos d'amenorgamientu d'enerxía del sistema. En 1939, a partir d'esta teoría, el químicu Linus Pauling publicó lo que dalgunos consideren unu de les más importantes publicaciones na hestoria de la química: "Sobre la naturaleza del enllaz químicu". Nesti documentu, tomando en cuenta los trabayos de Lewis, la teoría del enllaz de valencia (TEV) de Heitler y London, según el so propiu trabayu preliminar, presentó seis regles pal enllaz d'electrones compartíos, anque los trés primeres yá yeren conocíes genéricamente:

1. L'enllaz de par d'electrones al traviés de la interacción d'un electrón desapareado de cada unu de dos átomos.
2. El spin de los electrones arreyaos nel enllaz, tienen que ser opuestos.
3. Una vegada apariaos, los dos electrones nun pueden formar parte d'enllaces adicionales.

Los sos trés últimes riegles yeren nueves:

4. Los términos d'intercambiu d'electrones pa formar l'enllaz arreya namái una función d'onda de cada átomu.
5. Los electrones disponibles nel menor nivel d'enerxía formen los enllaces más fuertes.
6. De dos orbitales nun átomu, el que pueda asolapase en mayor proporción con un orbital d'otru átomu va formar l'enllaz más fuerte, y esti enllaz va tender a empobinase na dirección del orbital más concentráu.

A partir d'esti artículu, Pauling publicaría en 1939 un llibru de testu, Sobre la Naturaleza del Enllaz Químicu', que vendría ser llamáu por dalgunos como la "biblia" de la química moderna. Esti llibru ayudó a los químicos esperimentales a entender l'impactu de la teoría cuántica sobre la química. Sicasí, la edición posterior de 1939 falló n'esplicar afechiscamente los problemes que paecíen ser meyor entendibles pola teoría d'orbitales moleculares. L'impactu de la teoría del enllaz de valencia tornó mientres la década de 1960 y 1970 al par cola crecedera en popularidá de la teoría d'orbitales moleculares, que taba siendo implementada en munchos programes de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemes más difíciles de la implementación de la teoría del enllaz de valencia en programes de computadores fueren mayormente resueltos y la teoría del enllaz de valencia vio un resurdimientu.

Teoría de los orbitales moleculares[editar | editar la fonte]

Orbital molecular HOMO-5 de tipu pi, na molécula de trifluoruro de boro, calculáu usando Spartan.

La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación llineal de orbitales atómicos pa formar orbitales moleculares, que tomen la molécula entera. Estos orbitales son estremaos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de non enllaz. Un orbital molecular ye a cencielles un orbital de Schrödinger qu'inclúi dellos, pero frecuentemente namái dos, núcleos. Si esti orbital ye del tipu en que los electrones tienen una mayor probabilidá de tar ente los núcleos qu'en cualesquier otru llugar, l'orbital va ser un orbital enlazante, y va tender a caltener los núcleos cerca. Si los electrones tienden a tar presentes nun orbital molecular en que pasen la mayor parte del tiempu en cualquier llugar sacante ente los núcleos, l'orbital va funcionar como un orbital antienlazante, y realmente va debilitar l'enllaz. Los electrones n'orbitales non enlazantes tienden a tar n'orbitales fondos (cerca a los orbitales atómicos) acomuñaos casi dafechu o con un núcleu o con otru y entós van pasar igual tiempu ente los núcleos y non nesi espaciu. Estos electrones nun contribúin nin detractan la fuerza del enllaz.

Comparanza de les teoríes del enllaz de valencia y de los orbitales moleculares[editar | editar la fonte]

En dellos aspeutos, la teoría del enllaz de valencia ye cimera a la teoría d'orbitales moleculares. Cuando s'aplica a la molécula más simple de dos electrones, H2, la teoría del enllaz de valencia, inclusive al nivel más simple del aproximamientu de Heitler-London, produz un aproximamientu más cercanu a la enerxía d'enllaz, y aprove una representación más esacta del comportamientu de los electrones al formase y rompese los enllaces químicos. En contraste, la teoría d'orbitales moleculares simple prediz que la molécula d'hidróxenu se disocia nuna superposición llineal d'átomos d'hidróxenu, ya iones positivos y negativos d'hidróxenu, una resultancia dafechu contraria a la evidencia física. Esto esplica en parte por qué la curva d'enerxía total versus la distancia interatómica del métodu d'orbitales de valencia xaz percima de la curva del métodu d'orbitales moleculares a toles distancies y, más particularmente, pa distancies muncho más grandes. Esta situación surde pa toles molécules diatómicas homonucleares y ye particularmente un problema pal F2, pal que la enerxía mínima de la curva cola teoría d'orbitales moleculares ye entá mayor n'enerxía que la enerxía de los dos átomos de flúor ensin enllazar.

Los conceutos d'hibridación son versátiles, y la variabilidá nel enllaz en munchos compuestos orgánicos ye tan modesta que la teoría del enllaz permanez como una parte integral del vocabulariu del químicu orgánicu. Sicasí, el trabayu de Friedrich Hund, Robert Mulliken, y Gerhard Herzberg amosó que la teoría d'orbitales moleculares aprove una descripción más apropiada de les propiedaes espectroscópicas, magnétiques y d'ionización de les molécules. Los defectos de la teoría del enllaz fixéronse aparentes cuando les molécules hipervalentes (por casu, el PF5) fueron esplicaes ensin l'usu de los orbitales "d" que yeren cruciales nel esquema d'enllaz basáu n'hibridación, propuestu pa tales molécules por Pauling. Los complexos metálicos y compuestos deficientes n'electrones (como'l diborano) tamién resultaron ser meyor descritos pola teoría d'orbitales moleculares, anque tamién se fixeron descripciones usando la teoría del enllaz de valencia.

Na década de 1930, los dos métodos pertenecíen fuertemente hasta que se reparó que dambes yeren aproximamientos a una teoría meyor. Si toma la estructura d'enllaz de valencia simple y entemezse en toles estructures covalentes ya ióniques posibles que surden d'un xuegu particular d'orbitales atómicos, llegar a lo que se llama la función d'onda d'interacción de configuración completa. Si toma la descripción d'orbital molecular simple del estáu fundamental y combínase dicha función coles funciones que describen tolos estaos escitaos posibles usando los orbitales ensin ocupar que surden del mesmu xuegu d'orbitales atómicos, tamién se llega a la función d'onda d'interacción de configuración completa. Puede trate que l'aproximamientu d'orbital molecular simple da demasiáu pesu a les estructures ióniques, ente que l'aproximamientu d'enllaz de valencia simple dalu demasiáu pocu. Esto pue ser descritu diciendo que l'aproximamientu d'orbitales moleculares simple ye demasiáu deslocalizada, ente que l'aproximamientu d'enllaces de valencia ye demasiáu alcontráu.

Estos dos aproximamientos son agora reparaes como complementaries, caúna aproviendo les sos propies perspectives nel problema del enllaz químicu. Los cálculos modernos en química cuántica xeneralmente empiecen a partir de (pero finalmente van más allá) un orbital molecular en cuenta de un aproximamientu d'enllaz de valencia, non por dalgún tipu de superioridá intrínseca de la primera, sinón porque l'aproximamientu d'orbitales moleculares ye muncho más rápido adaptable a computación numbérica. Sicasí, agora hai meyores programes d'enllaz de valencia disponibles.

Enllaces en fórmules químiques[editar | editar la fonte]

La tridimensionalidad de los átomos y molécules fai difícil l'usu d'una sola técnica pa indicar los orbitales y enllaces. Na fórmula química, los enllaces químicos (orbitales enlazantes) ente átomos tán indicaos por dellos métodos distintos d'alcuerdu al tipu de discutiniu. Delles vegaes, despréciense dafechu. Por casu, en química orgánica, la fórmula molecular del etanol (un compuestu en bébores alcohóliques) pue ser escritu en papel como isómeros conformacionales, tridimensional, dafechu bidimensional (indicando cada enllaz con direcciones non tridimensionales), bidimensional estruyida (CH3–CH2–OH), dixebrando'l grupu funcional del restu de la molécula (C2H5OH), o los sos constituyentes atómicos (C2H6O), d'alcuerdu a lo que se tea aldericando. Delles vegaes, inclusive se marquen los electrones non enlazantes de la capa de valencia (coles direcciones averaes bidimensionalmente, estructura de Lewis). Dellos químicos pueden tamién representar los orbitales respectivos.

Enllaz químicu[editar | editar la fonte]

Longitud d'enllaz típiques, en pm,
y enerxía d'enllaz en kJ/mol.

Información arrexuntada de [1].
Enllace Llargor
(pm)
Enerxía
(kJ/mol)
H — Hidróxenu
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 — Carbonu
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 — Nitróxenu
N–H 101 391
N–C 147 308
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — Osíxenu
O–H 96 366
O–C 143 360
O–O 148 145
O=O 121 498
F, Cl, Br, I — Halóxenos
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 enllaces químicos son fuerces intramoleculares, que caltienen a los átomos xuníos nes molécules. Na visión simplaya del enllaz alcontráu, el númberu d'electrones que participen nun enllaz (o tán alcontraos nun orbital enlazante), ye típicamente un númberu par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los númberos pares son comunes porque les molécules suelen tener estaos enerxéticos más baxos si los electrones tán apariaos. Teoríes d'enllaz sustancialmente más avanzaes amosaron que la fuerza d'enllaz nun ye siempres un númberu enteru, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomu arreyáu nun enllaz. Por casu, los átomos de carbonu nel bencenu tán conectaos a los vecinos inmediatos con una fuerza averada de 1.5, y los dos átomos nel óxidu nítrico nun tán conectaos con aprosimao 2.5. El enllaz cuádruple tamién son bien conocíos. El tipu d'enllaz fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que s'enllacen. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza va ser un electrón atraíu a un átomu particular arreyáu nel enllaz, y más propiedaes "ióniques" va tener l'enllaz ("iónicu" significa que los electrones del enllaz tán compartíos inequitativamente), estos enllaces son frecuentes ente átomos que s'alluguen a la izquierda de la tabla periódica (baxa electronegatividad) y átomos que s'atopen a la derecha de la tabla periódica (más electronegativos), porque dexa la tresferencia d'electrones de valencia produciendo iones. A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedaes covalentes (compartición completa) del enllaz, xeneralmente ente átomos vecinos de la tables periódica.

Los átomos enllazaos d'esta forma tienen carga eléctrica neutra, polo que l'enllaz puede llamase non polar.

Exemplu:

  • Na - Cl Enllaz iónicu
  • O - O Enllaz covalente non polar
  • C - O Enllaz covalente polar

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

Los enllaces covalentes non polares formar ente átomos iguales, nun hai variación nel númberu d'oxidación. Los enllaces covalentes polares formar con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula ye eléctricamente neutra, pero nun esiste simetría ente les cargues eléctriques aniciando la polaridá, un estremu caracterizar por ser electropositivo y l'otru electronegativo.

Enllaz covalente[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Enllaz covalente

L'enllaz covalente polar ye Entemediáu nel so calter ente un enllaz covalente y un enllaz iónicu. Los enllaces covalentes polares formar con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula ye eléctricamente neutra, pero nun esiste simetría ente les cargues eléctriques aniciando la polaridá, un estremu caracterizar por ser electropositivo y l'otru electronegativo.

Los enllaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solu par d'electrones, dobles al compartir dos pares d'electrones, triples cuando comparten trés pares d'electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares d'electrones.

Los enllaces covalentes non polares (0 o menor que 0,04) formar ente átomos iguales, nun hai variación nel númberu d'oxidación. Los átomos enllazaos d'esta forma tienen carga eléctrica neutra.

N'otres palabres, l'enllaz covalente ye la unión ente átomos onde se da un compartimiento d'electrones, los átomos que formen esti tipu d'enllaz son de calter non metálicu. Les molécules que se formen con átomos iguales (mononucleares) presenten un enllaz covalente pero onde la diferencia de electronegatividades ye nula.

Presentar ente los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), ye dicir cercanos na tabla periódica de los elementos químicos o bien, ente'l mesmu elementu pa formar molécules diatómicas.

Enllaz iónicu o electrovalente[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Enllaz iónicu

L'enllaz iónicu ye un tipu d'interacción electrostática ente átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. Nun hai un valor precisu qu'estreme la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una estrema sobre 2.0 sueli ser iónica, y una diferencia menor a 1.7 sueli ser covalente. En poques palabres, un enllaz iónicu ye aquel nel que los elementos arreyaos acepten o pierden electrones (dar ente un catión y un anión) o dicho otra manera, ye aquel nel qu'un elementu que tien más el electronegatividad atraer colos electrones con menos electronegatividad.[5] L'enllaz iónicu implica la separación en iones positivos y negativos. Les cargues ióniques suelen tar ente –3y a +3y, esti tipu d'enllaz ye frecuente ente átomos de los grupos IA, IIA, IIIA que pierden electrones (Cationes) y átomos de los grupos VA, VIA, VIIA que ganen electrones (aniones).

Exemplu:

La unión ente'l sodiu y el cloru, ye un enllaz iónicu onde'l sodiu pierde 1 electron del últimu nivel d'enerxía (3s) y el cloru gana esi electrón, completando 8 electrones nel últimu nivel d'enerxía.

Na = pierde un electrón (catión)

Cl = gana un electrón (anión)

Enllaz covalente coordináu o dativu[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Enllaz de coordinación

L'enllaz covalente coordináu, delles vegaes referíu como enllace dativu, ye un tipu d'enllaz covalente, nel que los electrones d'enllaz aníciense namái n'unu de los átomos, el donante de pares d'electrones, o base de Lewis, pero son compartíos aprosimao por igual na formación del enllaz covalente. Esti conceutu ta cayendo en desusu a midida que los químicos plegar a la teoría d'orbitales moleculares. Dellos exemplos d'enllaz covalente coordináu esisten en nitrones y el borazano. L'arreglu resultante ye distintu d'un enllaz iónicu en que la diferencia de electronegatividad ye pequena, resultando nuna covalencia. Suélense representar por fleches, pa estremalos d'otros enllaces. La flecha amuesa la so cabeza empobinada al aceptor d'electrones o ácidu de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Esti tipu d'enllaz ver nel ion amonio y nos complexos químicos, onde un átomu central (polo xeneral un catión metálicu) ta xuníu a otres molécules denominaes ligandos.

Enllaces d'unu y tres electrones[editar | editar la fonte]

Los enllaces con unu o tres electrones pueden atopase n'especies radicales, que tienen un númberu impar d'electrones. L'exemplu más simple d'un enllaz d'un electrón atopar nel catión hidróxenu molecular, H2+. Los enllaces d'un electrón suelen tener la metá d'enerxía d'enllaz, d'un enllaz de 2 electrones, y en consecuencia llámase-yos "medios enllaces". Sicasí, hai esceiciones: nel casu del dilitio, l'enllaz ye realmente más fuerte pal Li2+ d'un electrón, que pal Li2 de dos electrones. Esta esceición puede ser esplicada en términos d'hibridación y efectos de capes internes.[6]

L'exemplu más simple d'enllaz de tres electrones puede atopase nel catión d'heliu dimérico, He2+, y puede ser consideráu tamién mediu enllaz porque, en términos d'orbitales moleculares, el tercer electrón ta nun orbital antienlazante qu'ataya la metá del enllaz formáu polos otros dos electrones. Otru exemplu d'una molécula conteniendo un enllaz de tres electrones, amás d'enllaces de dos electrones, ye'l óxidu nítrico, NON. La molécula d'osíxenu, O2, tamién puede ser vista como si tuviera dos enllaces de 3-electrones y un enllaz de 2-electrones, lo que xustifica'l so paramagnetismo y el so orde formal d'enllaz de 2.[7]

Les molécules con númberu impar d'electrones suelen ser altamente reactives. Esti tipu d'enllaz namái ye estable ente átomos con electronegatividades similares.[7]

Enllaces flexionados[editar | editar la fonte]

Los enllaces flexionados, tamién conocíos como enllaces banana, son enllaces en molécules tensionadas o impidíes estéricamente que los sos orbitales d'enllaces tán forzaos nuna forma como de banana. Los enllaces flexionados son más susceptibles a les reacciones que los enllaces ordinarios. L'enllaz flexionado ye un tipu d'enllaz covalente que la so disposición xeométrica tien cierta semeyanza cola forma d'una banana. doble enllaz ente carbonos forma gracies al traslape de dos orbitales híbridos sp3. Como estos orbitales nun s'atopen esactamente unu frente a otru, al hibridase adquieren la forma de banana.

Enllaces 3c-2y y 3c-4y[editar | editar la fonte]

Nel enllaz de tres centros y dos electrones ("3c-2y"), tres átomos comparten dos electrones nun enllaz. Esti tipu d'enllaz presentar en compuestos deficientes n'electrones, como'l diborano. Cada enllaz d'ellos (2 por molécula nel diborano) contién un par d'electrones que conecta a los átomos de boro ente sigo, con un átomu d'hidróxenu nel mediu del enllaz, compartiendo los electrones colos átomos de boro.

El enllaz de tres centros y cuatro electrones ("3c-4y") esplica l'enllaz en molécules hipervalentes. En ciertos compuestos tremaos, postulóse la esistencia d'enllaces de cuatro centros y dos electrones.

En ciertos sistemes conxugaos π (pi), como'l bencenu y otros compuestos arumosos, y en redes conxugaes sólides como'l grafitu, los electrones nel sistema conxugáu d'enllaces π tán esvalixaos sobre tantos centros nucleares como esistan na molécula o la rede.

Enllaz arumosu[editar | editar la fonte]

En munchos casos, l'allugamientu de los electrones nun puede ser simplificada a simples llinies (llugar pa dos electrones) o puntos (un solu electrón). En compuestos arumosos, los enllaces que tán n'aníos planos d'átomos, la riegla de Hückel determina si l'aníu de la molécula va amosar estabilidá adicional.

Nel bencenu, el compuestu arumosu prototípicu, 18 electrones d'enllaz caltién xuníos a 6 átomos de carbonu pa formar una estructura d'aníu planu. El orde d'enllaz ente los distintos átomos de carbonu resulta ser idénticu en tolos casos dende'l puntu de vista químicu, con un valor equivalente d'aprosimao 1.5.

Nel casu de los arumosos heterocíclicos y bencenos sustituyíos, les diferencies de electronegatividad ente les distintes partes del aníu pueden apoderar sobre'l comportamientu químicu de los enllaces arumosos del aníu, que d'otra formar sería equivalente.

Enllaz metálicu[editar | editar la fonte]

Nun enllaz metálicu, los electrones d'enllaz atópense asitiaos nuna estructura d'átomos. En contraste, nos compuestos iónicos, l'allugamientu de los electrones enlazantes y les sos cargues son estátiques. Por cuenta de la deslocalización o'l llibre movimientu de los electrones, tiénense les propiedaes metáliques de conductividá, ductilidad y durez. L'enllaz metálicu ye similar al ionico; sicasí, el primeru ye mas compactu que'l segundu, una y bones el numbero d'átomos qu'arrodien a cada unu d'ellos ye mayor.

Enllaz intermolecular[editar | editar la fonte]

Fuerces de van der Waals.

Hai cuatro tipos básicos d'enllaces que pueden formase ente dos o más molécules, iones o átomos qu'otra manera nun taríen acomuñaos. Les fuerces intermoleculares anicien que les molécules atráiganse o repelan unes a otres. Frecuentemente, esto define dalgunes de les sos característiques físiques (como'l puntu de fusión) d'una sustanza.

Dipolo permanente a dipolo permanente[editar | editar la fonte]

Una gran diferencia de electronegatividad ente dos átomos enllazaos fuertemente nuna molécula causa la formación d'un dipolo (un par positivu-negativu de cargues eléctriques parciales permanentes). Los dipolos atráense o repelen unos a otros.

Enllaz d'hidróxenu[editar | editar la fonte]

Enllaz d'hidróxenu.

En dalguna forma esti ye un exemplu d'un dipolo permanente especialmente fuerte. Sicasí, nel enllaz d'hidróxenu, l'átomu d'hidróxenu ta más cerca a ser compartíu ente los átomos donante y el receptor, nun enllace 3-c 2-y. Los enllaces d'hidróxenu espliquen el puntu de bullidura relativamente alto de los líquidos como l'agua, amoniacu, y fluoruro d'hidróxenu, comparáu colos sos contrapartes más pesaes nel mesmu grupu de la tabla periódica.

Dipolo instantáneu a dipolo inducíu[editar | editar la fonte]

Los dipolos instantáneos a dipolo inducíu, o fuerces de London, son les interacciones más débiles, pero tamién les más ubicues, ente toes les sustances químiques. Imaxine l'átomu d'heliu: en cualquier intre, la nube electrónica alredor del átomu (que, otra manera sería neutral) pue tar llixeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa nun llau que nel otru. Esto ye a lo que se refier como un dipolo instantáneu. Esti dipolo, cola so carga llixeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones nos átomos d'heliu vecinos, estableciendo otru dipolo (dipolo inducíu). Los dos átomos tarán atrayéndose por un intre, primero que la carga se rebalancee y los átomos muévanse.

Interacción catión-pi[editar | editar la fonte]

La interacción catión-pi presentar ente la carga negativa alcontrada de los electrones d'un orbital pi, allugaos sobre y debaxo del planu d'un anillo arumosu, y una carga positiva.

Electrones nos enllaces químicos[editar | editar la fonte]

Na llende (irrealístico) del enllaz iónicu puru, los electrones tán perfectamente alcontraos n'unu de los dos átomos nel enllaz. Tales enllaces pueden ser interpretaos pola física clásica. Les fuerces ente los átomos tán caracterizaes por potenciales electrostáticos continuos isótropos. La so magnitú ye una proporción simple a la diferencia de cargues.

Los enllaces covalentes entiéndese meyor pola teoría del enllaz de valencia o la teoría del orbital molecular. Les propiedaes de los átomos arreyaos pueden ser interpretaes usando conceutos tales como númberu d'oxidación. La densidá electrónica nel enllaz nun ta asignada a átomos individuales, en cuenta de ello ta deslocalizada ente los átomos. Na teoría del enllaz de valencia, los dos electrones nos dos átomos empareyar con una fuerza d'enllaz que depende del traslape ente los orbitales. Na teoría del orbital molecular, la combinación llineal d'orbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir les estructures d'orbitales moleculares deslocalizados y les enerxíes basaes nos orbitales atómicos de los átomos de los que provien. A diferencia de los enllaces iónicos puros, los enllaces covalentes pueden tener propiedaes de direccionalidad (anisotropía). Estes pueden tener los sos propios nomes, como sigma y pi.

Nel casu xeneral, los átomos formen enllaces que son entemedios ente iónicu y covalente, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos arreyaos. Esti tipu d'enllaz ye llamáu delles vegaes enllaz covalente polar.

Buckybalón[editar | editar la fonte]

En 1985, los químicos de la Universidá de Rice en Texas, Robert F. Curl y Richard Y. Smalley, y unu de la Universidá de Sussex, Harold Kroto utilizaron un láser d'alta potencia pa vaporizar grafitu nun esfuerzu por crear molécules pocu comunes, que se creía esistíen nel espaciu interestelar. La espectrometría de les mases reveló qu'unu de los productos resultó ser una especie desconocida cola fórmula (C60). Por cuenta de el so tamañu y al fechu de que ye carbonu puro, esta molécula tien una forma estraña na que trabayaron dellos investigadores utilizando papel, tisories y cinta de pegar. Darréu, midíes espectroscópicas y de rayos X confirmaron qu'el (C60) teníen la forma similar a una esfera bueca con un átomu de carbonu alcontráu en cada unu de los sos 60 vértices. Geométricamente, el buckybalón (abreviatura de buckminsterfulerene) ye la molécula más simétrica que se conoz. Sicasí, a pesar de les sos característiques peculiares, el so esquema d'enllaz ye simple. Cada carbonu tien una hibridación sp2, y tien orbitales moleculares deslocalizados que s'estienden sobre la estructura completa. El buckybalón, según otros miembros de mayor pesu representen un conceutu dafechu nuevu na arquiteutura molecular con implicaciones de llargu algame. Por casu, preparóse con un átomu d'heliu dientro de la so estructura.[8] Pol descubrimientu del buckybalón los trés científicos fueron premiaos col premiu Nobel de química 1996.

Un descubrimientu fascinante, realizáu en 1991 por científicos xaponeses, foi la identificación d'estructures rellacionaes col buckybalón. Estes molécules tienen un llargor de cientos de nanómetros y presenten una forma tubular con un cuévanu internu averada de 15 nanómetros de diámetru.[8]

Enllaces esternos[editar | editar la fonte]

Ver tamién[editar | editar la fonte]

Referencies[editar | editar la fonte]

  1. Gillespie, Ronald J.. Química (en ye). Reverte. ISBN 9788429171884.
  2. Quimica 1 (SEP) (en ye). Ediciones Estragal. ISBN 9789709758290.
  3. Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347.
  4. James; A. S. Coolidge (1933). «The Ground State of the Hydrogen Molecule». Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1:  p. 825-835. 
  5. Atkins. Chemistry: Molecules, Matter and Change. Nuevu York: W. H. Freeman & Co., 294-295. ISBN 0-7167-3107-X.
  6. Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
  7. 7,0 7,1 Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.
  8. 8,0 8,1 Chang, 2007, p. 440.

Bibliografía[editar | editar la fonte]

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

Enllaces esternos[editar | editar la fonte]


Enlace químico