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enlace químico

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Enlace covalente de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula de hidrógeno, H.2. En (a), los dos núcleos están rodeados por una nube de dos electrones en elorbital enlazanteel orbital antienlazantedel hidrógeno, que tiene mayor energía y normalmente no está ocupado por ningún electrón.

Un enlace químico es la asociación de átomos o iones para formar moléculas , cristales y otras estructuras. El enlace puede resultar de la fuerza electrostática entre iones con cargas opuestas, como en los enlaces iónicos ; del intercambio de electrones, como en los enlaces covalentes ; o de una combinación de ambos efectos. Los enlaces químicos se describen según su fuerza: existen enlaces fuertes o primarios, como los enlaces covalentes , iónicos y metálicos , y enlaces débiles o secundarios, como las interacciones dipolo-dipolo , la fuerza de dispersión de London y los enlaces de hidrógeno .

Dado que las cargas eléctricas opuestas se atraen, los electrones con carga negativa que rodean el núcleo y los protones con carga positiva dentro del núcleo se atraen entre sí. Los electrones compartidos entre dos núcleos serán atraídos por ambos. La " interferencia constructiva de la función de onda cuántica " [ 1 ] estabiliza los núcleos apareados (véase Teorías del enlace químico ). Los núcleos enlazados mantienen una distancia óptima (la distancia de enlace) que equilibra los efectos atractivos y repulsivos, como explica cuantitativamente la teoría cuántica . [ 2 ] [ 3 ]

Los átomos en las moléculas , cristales , metales y otras formas de materia se mantienen unidos por enlaces químicos, que determinan la estructura y las propiedades de la materia.

Todos los enlaces pueden describirse mediante la teoría cuántica , pero, en la práctica, reglas simplificadas y otras teorías permiten a los químicos predecir la fuerza, la direccionalidad y la polaridad de los enlaces. [ 4 ] La regla del octeto y la teoría VSEPR son ejemplos. Teorías más sofisticadas son la teoría del enlace de valencia , que incluye la hibridación orbital [ 5 ] y la resonancia , [ 6 ] y la teoría de orbitales moleculares , [ 7 ] que incluye la combinación lineal de orbitales atómicos y la teoría del campo de ligandos . La electrostática se utiliza para describir las polaridades de los enlaces y los efectos que tienen sobre las sustancias químicas.

Descripción general de los principales tipos de enlaces químicos

Un enlace químico es una atracción entre átomos. Esta atracción puede considerarse el resultado de los diferentes comportamientos de los electrones de valencia o más externos de los átomos. Estos comportamientos se fusionan sin fisuras en diversas circunstancias, de modo que no existe una distinción clara entre ellos. Sin embargo, sigue siendo útil y habitual diferenciar entre los distintos tipos de enlace, que dan lugar a diferentes propiedades de la materia condensada .

En la visión más simple de un enlace covalente , uno o más electrones (a menudo un par de electrones) son atraídos al espacio entre los dos núcleos atómicos. La formación del enlace libera energía. [ 8 ] Esto no se debe a una reducción de la energía potencial, ya que la atracción de los dos electrones hacia los dos protones se compensa con las repulsiones electrón-electrón y protón-protón. En cambio, la liberación de energía (y por lo tanto la estabilidad del enlace) surge de la reducción de la energía cinética debido a que los electrones se encuentran en un orbital más distribuido espacialmente (es decir, con una longitud de onda de De Broglie mayor ) en comparación con la situación en la que cada electrón está confinado más cerca de su respectivo núcleo. [ 9 ] Estos enlaces existen entre dos átomos particulares identificables y tienen una dirección en el espacio, lo que permite representarlos como líneas que conectan átomos en dibujos o modelarlos como varillas entre esferas en modelos.

En un enlace covalente polar , uno o más electrones se comparten de forma desigual entre dos núcleos. Los enlaces covalentes suelen dar lugar a la formación de pequeñas agrupaciones de átomos mejor conectados, llamadas moléculas , que en sólidos y líquidos se unen a otras moléculas mediante fuerzas que suelen ser mucho más débiles que los enlaces covalentes que las mantienen unidas internamente. Estos enlaces intermoleculares débiles confieren a las sustancias moleculares orgánicas, como ceras y aceites, su carácter blando y sus bajos puntos de fusión (en líquidos, las moléculas deben cesar la mayor parte del contacto estructurado u orientado entre sí). Sin embargo, cuando los enlaces covalentes unen largas cadenas de átomos en moléculas grandes (como en polímeros como el nailon ), o cuando se extienden en redes a través de sólidos que no están compuestos de moléculas discretas (como el diamante , el cuarzo o los minerales de silicato en muchos tipos de roca), las estructuras resultantes pueden ser fuertes y resistentes, al menos en la dirección correctamente orientada con redes de enlaces covalentes. [ 10 ] Además, los puntos de fusión de dichos polímeros y redes covalentes aumentan considerablemente.

En una visión simplificada de un enlace iónico , el electrón de enlace no se comparte, sino que se transfiere. En este tipo de enlace, el orbital atómico externo de un átomo tiene una vacante que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recién añadidos potencialmente ocupan un estado de energía menor (efectivamente más cercano a una mayor carga nuclear) que el que experimentan en otro átomo. Por lo tanto, un núcleo ofrece una posición más fuertemente ligada a un electrón que otro núcleo, lo que resulta en que un átomo pueda transferir un electrón al otro. Esta transferencia hace que un átomo adquiera una carga neta positiva y el otro una carga neta negativa. El enlace entonces resulta de la atracción electrostática entre los iones con carga positiva y negativa . Los enlaces iónicos pueden considerarse ejemplos extremos de polarización en los enlaces covalentes. A menudo, dichos enlaces no tienen una orientación particular en el espacio, ya que resultan de la atracción electrostática igual de cada ion sobre todos los iones que lo rodean. Los enlaces iónicos son fuertes (por lo que las sustancias iónicas requieren altas temperaturas para fundirse), pero también frágiles, ya que las fuerzas entre los iones son de corto alcance y no tienden a unir fácilmente grietas y fracturas. Este tipo de enlace da lugar a las características físicas de los cristales de sales minerales clásicas, como la sal de mesa.

Un tipo de enlace menos mencionado es el enlace metálico . En este tipo de enlace, cada átomo de un metal dona uno o más electrones a un "mar" de electrones que reside entre muchos átomos del metal. En este mar, cada electrón es libre (en virtud de su naturaleza ondulatoria ) de asociarse con una gran cantidad de átomos a la vez. El enlace se produce porque los átomos del metal se cargan positivamente debido a la pérdida de sus electrones, mientras que estos permanecen atraídos por muchos átomos, sin formar parte de ninguno en particular. El enlace metálico puede considerarse un ejemplo extremo de deslocalización de electrones en un sistema extenso de enlaces covalentes, en el que participa cada átomo. Este tipo de enlace suele ser muy fuerte (lo que resulta en la resistencia a la tracción de los metales). Sin embargo, el enlace metálico es de naturaleza más colectiva que otros tipos, por lo que permite que los cristales metálicos se deformen con mayor facilidad, ya que están compuestos por átomos atraídos entre sí, pero sin una orientación específica. Esto da como resultado la maleabilidad de los metales. La nube de electrones en los enlaces metálicos es la causa de la buena conductividad eléctrica y térmica característica de los metales, así como de su brillo reluciente que refleja la mayoría de las frecuencias de la luz blanca.

Historia

Teoría química preatómica

Trabajando a finales del siglo XVII, Robert Boyle desarrolló el concepto de un elemento químico como una sustancia diferente de un compuesto. [ 11 ] : 293 Cerca del final del siglo XVIII, surgieron varios desarrollos importantes en química sin hacer referencia a la noción de una teoría atómica. El primero fue Antoine Lavoisier, quien demostró que los compuestos consisten en elementos en proporción constante, redefiniendo un elemento como una sustancia que los científicos no podían descomponer en sustancias más simples mediante experimentación. Esto puso fin a la antigua idea de que los elementos de la materia eran fuego, tierra, aire y agua, que no tenía respaldo experimental. Lavoisier demostró que el agua puede descomponerse en hidrógeno y oxígeno , que a su vez no pudo descomponer en nada más simple, probando así que estos son elementos. [ 12 ] : 197 Lavoisier también definió la ley de conservación de la masa , que establece que en una reacción química, la materia no aparece ni desaparece en el aire; la masa total permanece igual incluso si las sustancias involucradas se transforman. [ 11 ] : 293 En 1797, el químico francés Joseph Proust estableció la ley de las proporciones definidas , que establece que si un compuesto se descompone en sus elementos químicos constituyentes, entonces las masas de esos constituyentes siempre tendrán las mismas proporciones en peso, independientemente de la cantidad o el origen del compuesto original. Esta definición distinguió los compuestos de las mezclas. [ 13 ]

A principios del siglo XIX, Humphry Davy experimentó con la descomposición de compuestos en elementos utilizando la recién inventada pila voltaica . [ 14 ] : 94 Esto dio lugar a la especulación de que el enlace químico estaba relacionado con la electricidad y, en 1812, Jöns Jakob Berzelius publicó una teoría de la combinación química que enfatizaba los caracteres electronegativos y electropositivos de los átomos que se combinaban. [ 14 ] : 99

A mediados del siglo XIX, Edward Frankland , F.A. Kekulé , A.S. Couper, Alexander Butlerov y Hermann Kolbe , basándose en la teoría de los radicales , desarrollaron la teoría de la valencia , originalmente llamada "poder combinatorio", en la que los compuestos se unían debido a la atracción de polos positivos y negativos. [ 15 ] En 1904, Richard Abegg propuso su regla de que la diferencia entre las valencias máxima y mínima de un elemento suele ser ocho. [ 16 ]

Teoría atómica

La naturaleza del átomo se hizo más clara con el descubrimiento de Ernest Rutherford en 1911 de un núcleo atómico rodeado de electrones. En su artículo, Rutherford mencionó el modelo del físico japonés Hantaro Nagaoka , [ 17 ] quien había rechazado el modelo del pudín de pasas de Thomson argumentando que las cargas opuestas son impenetrables. En 1904, Nagaoka había propuesto un modelo planetario alternativo del átomo en el que un centro con carga positiva está rodeado por varios electrones en rotación, a la manera de Saturno y sus anillos. [ 18 ]

El modelo de Nagaoka planteaba la siguiente hipótesis:

  • un centro atómico muy masivo (en analogía con un planeta muy masivo)
  • electrones que giran alrededor del núcleo, unidos por fuerzas electrostáticas (en analogía con los anillos que giran alrededor de Saturno, unidos por fuerzas gravitacionales).

En la Conferencia Solvay de 1911, en la discusión sobre qué podría regular las diferencias de energía entre los átomos, Max Planck afirmó: "Los intermediarios podrían ser los electrones". [ 19 ] Estos modelos nucleares sugirieron que los electrones determinan el comportamiento químico.

A continuación, en 1913, Niels Bohr presentó su modelo de átomo nuclear con órbitas electrónicas.

Teoría química moderna

Ejemplos de diagramas de Lewis utilizados para representar electrones en los enlaces químicos entre átomos, que muestran carbono (C), hidrógeno (H) y oxígeno (O). Los diagramas de Lewis fueron desarrollados en 1916 por Gilbert N. Lewis para describir los enlaces químicos y aún se utilizan ampliamente en la actualidad. Cada segmento de línea o par de puntos representa un par de electrones. Los pares ubicados entre átomos representan enlaces.

En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlaces de pares de electrones , en los que dos átomos pueden compartir de uno a seis electrones, formando así un enlace de un solo electrón , un enlace simple , un enlace doble o un enlace triple ; en palabras del propio Lewis, "Un electrón puede formar parte de la capa de dos átomos diferentes y no se puede decir que pertenezca exclusivamente a uno de ellos". [ 20 ]

También en 1916, Walther Kossel propuso una teoría similar a la de Lewis, solo que su modelo asumía transferencias completas de electrones entre átomos, y por lo tanto era un modelo de enlace iónico . Tanto Lewis como Kossel estructuraron sus modelos de enlace basándose en la regla de Abegg (1904).

Niels Bohr también propuso un modelo del enlace químico en 1913. Según su modelo para una molécula diatómica , los electrones de los átomos de la molécula forman un anillo giratorio cuyo plano es perpendicular al eje de la molécula y equidistante de los núcleos atómicos. El equilibrio dinámico del sistema molecular se alcanza mediante el balance de fuerzas entre las fuerzas de atracción de los núcleos hacia el plano del anillo de electrones y las fuerzas de repulsión mutua de los núcleos. El modelo de Bohr del enlace químico tuvo en cuenta la repulsión de Coulomb : los electrones en el anillo se encuentran a la máxima distancia entre sí. [ 21 ] [ 22 ]

En 1927, el físico danés Øyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, es decir, el producido por un electrón en el ion molecular de hidrógeno, H 2 + . [ 23 ] Este trabajo demostró que el enfoque cuántico de los enlaces químicos podía ser fundamental y cuantitativamente correcto, pero los métodos matemáticos utilizados no podían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Walter Heitler y Fritz London propusieron un enfoque más práctico, aunque menos cuantitativo, ese mismo año . El método de Heitler-London constituye la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia . [ 24 ] En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo la aproximación del método de orbitales moleculares de combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO) , quien también sugirió métodos para derivar estructuras electrónicas de moléculas de F 2 ( flúor ) y O 2 ( oxígeno ) a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbitales moleculares representaba un enlace covalente como un orbital formado por la combinación de los orbitales atómicos de Schrödinger de la mecánica cuántica, que se habían hipotetizado para los electrones en átomos individuales. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podían resolverse matemáticamente a la perfección (es decir, analíticamente ), pero las aproximaciones para ellas proporcionaban muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. La mayoría de los cálculos cuantitativos en la química cuántica moderna utilizan la teoría del enlace de valencia o la teoría de orbitales moleculares como punto de partida, aunque un tercer enfoque, la teoría del funcional de la densidad , se ha vuelto cada vez más popular en los últimos años.

En 1933, HH James y AS Coolidge realizaron un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos anteriores que utilizaban funciones únicamente de la distancia del electrón al núcleo atómico, empleó funciones que también añadían explícitamente la distancia entre los dos electrones. [ 25 ] Con hasta 13 parámetros ajustables, obtuvieron un resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación. Extensiones posteriores han utilizado hasta 54 parámetros y han dado una excelente concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica de que la teoría cuántica podía dar concordancia con el experimento. Sin embargo, este enfoque carece de las imágenes físicas de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.

Enlaces en fórmulas químicas

Debido a que los átomos y las moléculas son tridimensionales, es difícil utilizar un único método para indicar orbitales y enlaces. En las fórmulas moleculares, los enlaces químicos (orbitales de enlace) entre átomos se indican de diferentes maneras según el tipo de discusión. A veces, se omiten algunos detalles. Por ejemplo, en química orgánica, a veces solo se considera el grupo funcional de la molécula. Así, la fórmula molecular del etanol puede escribirse en forma conformacional , tridimensional, bidimensional completa (indicando cada enlace sin direcciones tridimensionales), bidimensional comprimida (CH₃ – CH₂ – OH), separando el grupo funcional de otra parte de la molécula (C₂H₅OH ) , o por sus constituyentes atómicos (C₂H₆O ) , según lo que se esté discutiendo. A veces, incluso se marcan los electrones de la capa de valencia no enlazantes (con las direcciones bidimensionales aproximadas), por ejemplo , para el carbono elemental . ' C ' . Algunos químicos también pueden marcar los orbitales respectivos, por ejemplo, el hipotético anión eteno −4 ( \ / C=C / \ −4 ) indicando la posibilidad de formación de enlaces.

Enlaces químicos fuertes

Los enlaces químicos fuertes son las fuerzas intramoleculares que mantienen unidos a los átomos en las moléculas . Un enlace químico fuerte se forma mediante la transferencia o compartición de electrones entre centros atómicos y se basa en la atracción electrostática entre los protones de los núcleos y los electrones de los orbitales.

Los tipos de enlaces fuertes difieren debido a la diferencia de electronegatividad de los elementos que los componen. La electronegatividad es la tendencia de un átomo de un elemento químico a atraer electrones compartidos al formar un enlace químico; cuanto mayor sea la electronegatividad, mayor será la atracción de electrones. La electronegatividad sirve como una forma sencilla de estimar cuantitativamente la energía del enlace , que caracteriza un enlace en la escala continua que va desde el enlace covalente hasta el iónico . Una gran diferencia de electronegatividad da lugar a un carácter más polar (iónico) en el enlace.

Enlace iónico

Estructura cristalina del cloruro de sodio (NaCl) con los cationes de sodio ( Na + ) en color púrpura y los aniones de cloruro ( Cl− ) en color verde . Los puntos amarillos representan la fuerza electrostática entre los iones de carga opuesta.

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos con una gran diferencia de electronegatividad. No existe un valor preciso que distinga el enlace iónico del covalente, pero una diferencia de electronegatividad superior a 1,7 probablemente indique un enlace iónico, mientras que una diferencia inferior a 1,7 probablemente indique un enlace covalente. [ 27 ] El enlace iónico da lugar a iones positivos y negativos separados . Las cargas iónicas suelen estar entre −3 e y +3 e . El enlace iónico se produce comúnmente en sales metálicas como el cloruro de sodio (sal de mesa). Una característica típica de los enlaces iónicos es que las especies forman cristales iónicos, en los que ningún ion se empareja específicamente con otro ion en un enlace direccional específico. En cambio, cada especie de ion está rodeada por iones de carga opuesta, y el espaciado entre él y cada uno de los iones de carga opuesta cercanos es el mismo para todos los átomos circundantes del mismo tipo. Por lo tanto, ya no es posible asociar un ion con ningún otro átomo ionizado específico cercano. Esta situación es distinta a la que se da en los cristales covalentes, donde los enlaces covalentes entre átomos específicos aún se pueden discernir a partir de las distancias más cortas entre ellos, medidas mediante técnicas como la difracción de rayos X.

Los cristales iónicos pueden contener una mezcla de especies covalentes e iónicas, como por ejemplo las sales de ácidos complejos como el cianuro de sodio , NaCN. La difracción de rayos X muestra que en el NaCN, por ejemplo, los enlaces entre los cationes de sodio (Na + ) y los aniones de cianuro (CN− ) son iónicos , sin que ningún ion sodio esté asociado a ningún cianuro en particular . Sin embargo, los enlaces entre los átomos de carbono (C) y nitrógeno (N) en el cianuro son de tipo covalente , de modo que cada carbono está fuertemente unido a un solo nitrógeno, al que está físicamente mucho más cerca que a otros carbonos o nitrógenos en un cristal de cianuro de sodio.

Cuando estos cristales se funden en líquidos, los enlaces iónicos se rompen primero porque no son direccionales y permiten que las especies cargadas se muevan libremente. De manera similar, cuando estas sales se disuelven en agua, los enlaces iónicos generalmente se rompen por la interacción con el agua, pero los enlaces covalentes se mantienen. Por ejemplo, en solución, los iones cianuro, aún unidos como iones CN⁻ individuales , se mueven independientemente a través de la solución, al igual que los iones sodio, como Na⁺ . En agua, los iones cargados se separan porque cada uno de ellos es atraído con mayor fuerza por varias moléculas de agua que entre sí. La atracción entre iones y moléculas de agua en estas soluciones se debe a un tipo de enlace químico débil de tipo dipolo-dipolo . En los compuestos iónicos fundidos, los iones continúan atrayéndose entre sí, pero no de manera ordenada ni cristalina.

Enlace covalente

Enlaces covalentes no polares en el metano (CH₄ ) . La estructura de Lewis muestra electrones compartidos entre átomos de C y H.

El enlace covalente es un tipo común de enlace en el que dos o más átomos comparten electrones de valencia de forma más o menos equitativa. El tipo más simple y común es el enlace simple, en el que dos átomos comparten dos electrones. Otros tipos incluyen el enlace doble , el enlace triple , los enlaces de uno y tres electrones , el enlace de tres centros y dos electrones , y el enlace de tres centros y cuatro electrones .

En los enlaces covalentes no polares, la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados es pequeña, típicamente de 0 a 0,3. Los enlaces en la mayoría de los compuestos orgánicos se describen como covalentes. La figura muestra el metano (CH₄ ) , en el que cada hidrógeno forma un enlace covalente con el carbono. Consulte los enlaces sigma y pi para obtener descripciones de este tipo de enlaces según la nomenclatura LCAO. [ 28 ]

Las moléculas que se forman principalmente a partir de enlaces covalentes no polares suelen ser inmiscibles en agua u otros disolventes polares , pero mucho más solubles en disolventes no polares como el hexano .

Un enlace covalente polar es un enlace covalente con un marcado carácter iónico . Esto significa que los dos electrones compartidos se encuentran más cerca de un átomo que del otro, lo que genera un desequilibrio de carga. Dichos enlaces se producen entre dos átomos con electronegatividades moderadamente diferentes y dan lugar a interacciones dipolo-dipolo . La diferencia de electronegatividad entre los dos átomos en estos enlaces oscila entre 0,3 y 1,7.

Enlaces simples y múltiples

Un enlace simple entre dos átomos corresponde al hecho de compartir un par de electrones. El átomo de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia. Dos átomos de hidrógeno pueden formar una molécula, unidos por el par de electrones compartidos. Cada átomo de H tiene ahora la configuración electrónica de gas noble del helio (He). El par de electrones compartidos forma un enlace covalente simple. La densidad electrónica de estos dos electrones de enlace en la región entre los dos átomos aumenta con respecto a la densidad de dos átomos de H que no interactúan entre sí.

Dos orbitales p que forman un enlace pi.

Un doble enlace tiene dos pares de electrones compartidos, uno en un enlace sigma y otro en un enlace pi, con la densidad electrónica concentrada en dos lados opuestos del eje internuclear. Un triple enlace consta de tres pares de electrones compartidos, formando un enlace sigma y dos enlaces pi. Un ejemplo es el nitrógeno. Los enlaces cuádruples y superiores son muy raros y solo se dan entre ciertos átomos de metales de transición .

Enlace covalente coordinado (enlace dipolar)

Aducto de amoníaco y trifluoruro de boro

Un enlace covalente coordinado es un enlace covalente en el que los dos electrones de enlace compartidos pertenecen al mismo átomo involucrado en el enlace. Por ejemplo, el trifluoruro de boro (BF₃ ) y el amoníaco (NH₃ ) forman un aducto o complejo de coordinación F₃B ← NH₃ con un enlace B–N en el que un par de electrones no enlazantes del nitrógeno se comparte con un orbital atómico vacío del boro. El BF₃ con un orbital vacío se describe como un aceptor de pares de electrones o ácido de Lewis , mientras que el NH₃ con un par de electrones no enlazantes que puede compartirse se describe como un donador de pares de electrones o base de Lewis . Los electrones se comparten aproximadamente por igual entre los átomos, a diferencia del enlace iónico. Este tipo de enlace se muestra con una flecha que apunta al ácido de Lewis. (En la figura, las líneas continuas representan enlaces en el plano del diagrama, los enlaces en cuña apuntan hacia el observador y los enlaces discontinuos apuntan en dirección opuesta al observador).

Los complejos de metales de transición generalmente se unen mediante enlaces covalentes coordinados. Por ejemplo, el ion Ag + reacciona como un ácido de Lewis con dos moléculas de la base de Lewis NH3 para formar el ion complejo Ag(NH3 ) 2+ , que tiene dos enlaces covalentes coordinados Ag←N.

Enlace metálico

En los enlaces metálicos, los electrones de enlace se encuentran deslocalizados en una red atómica. Por el contrario, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones de enlace y sus cargas son estáticas. El libre movimiento o deslocalización de los electrones de enlace da lugar a propiedades metálicas clásicas como el brillo ( reflectividad de la luz superficial ), la conductividad eléctrica y térmica , la ductilidad y la alta resistencia a la tracción .

Enlace intermolecular

Existen varios tipos de enlaces débiles que pueden formarse entre dos o más moléculas que no están unidas covalentemente. Las fuerzas intermoleculares provocan que las moléculas se atraigan o se repelan entre sí. A menudo, estas fuerzas influyen en las características físicas (como el punto de fusión ) de una sustancia.

Las fuerzas de Van der Waals son interacciones entre moléculas de capa cerrada . Incluyen tanto las interacciones de Coulomb entre cargas parciales en moléculas polares como las repulsiones de Pauli entre capas electrónicas cerradas. [ 29 ] : 696

Las fuerzas de Keesom son las fuerzas entre los dipolos permanentes de dos moléculas polares. [ 29 ] : 701 Las fuerzas de dispersión de London son las fuerzas entre los dipolos inducidos de diferentes moléculas. [ 29 ] : 703 También puede existir una interacción entre un dipolo permanente en una molécula y un dipolo inducido en otra molécula. [ 29 ] : 702

Los enlaces de hidrógeno de la forma A--H•••B se producen cuando A y B son dos átomos altamente electronegativos (generalmente N, O o F) de tal manera que A forma un enlace covalente altamente polar con H, de modo que H tiene una carga parcial positiva, y B tiene un par de electrones no enlazantes que es atraído por esta carga parcial positiva y forma un enlace de hidrógeno. [ 29 ] : 702 Los enlaces de hidrógeno son responsables de los altos puntos de ebullición del agua y el amoníaco con respecto a sus análogos más pesados. En algunos casos, un enlace de halógeno similar puede formarse mediante un átomo de halógeno situado entre dos átomos electronegativos en moléculas diferentes.

A distancias cortas, las fuerzas repulsivas entre átomos también se vuelven importantes. [ 29 ] : 705-6

Teorías del enlace químico

En el límite (irrealista) del enlace iónico "puro" , los electrones se localizan perfectamente en uno de los dos átomos del enlace. Dichos enlaces pueden comprenderse mediante la física clásica . La fuerza entre los átomos depende de potenciales electrostáticos continuos isotrópicos . La magnitud de la fuerza es directamente proporcional al producto de las dos cargas iónicas, según la ley de Coulomb . [ 30 ]

Los enlaces covalentes se comprenden mejor mediante la teoría del enlace de valencia (VB) o la teoría de los orbitales moleculares (MO) . Las propiedades de los átomos involucrados se pueden comprender utilizando conceptos como el número de oxidación , la carga formal y la electronegatividad . La densidad electrónica dentro de un enlace no se asigna a átomos individuales, sino que se deslocaliza entre ellos. En la teoría del enlace de valencia, el enlace se conceptualiza como formado por pares de electrones localizados y compartidos por dos átomos mediante la superposición de orbitales atómicos. Los conceptos de hibridación orbital y resonancia amplían esta noción básica del enlace de pares de electrones. En la teoría de los orbitales moleculares, el enlace se considera deslocalizado y distribuido en orbitales que se extienden por toda la molécula y se adaptan a sus propiedades de simetría, generalmente considerando combinaciones lineales de orbitales atómicos (LCAO). La teoría del enlace de valencia es más intuitiva desde el punto de vista químico al estar espacialmente localizada, lo que permite centrar la atención en las partes de la molécula que experimentan un cambio químico. En contraste, los orbitales moleculares son más "naturales" desde un punto de vista de la mecánica cuántica, ya que las energías orbitales son físicamente significativas y están directamente vinculadas a las energías de ionización experimentales obtenidas mediante espectroscopia de fotoelectrones . En consecuencia, la teoría del enlace de valencia y la teoría de los orbitales moleculares suelen considerarse marcos teóricos competitivos pero complementarios que ofrecen diferentes perspectivas sobre los sistemas químicos. Como enfoques para la teoría de la estructura electrónica, tanto los métodos de orbitales moleculares como los de enlace de valencia pueden proporcionar aproximaciones con cualquier nivel de precisión deseado, al menos en principio. Sin embargo, a niveles inferiores, las aproximaciones difieren, y un enfoque puede ser más adecuado que el otro para cálculos que involucren un sistema o propiedad en particular. [ 31 ]

A diferencia de las fuerzas de Coulomb con simetría esférica en los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes suelen ser dirigidos y anisotrópicos . Estos se clasifican a menudo según su simetría con respecto a un plano molecular como enlaces sigma y enlaces pi . En general, los átomos forman enlaces intermedios entre iónicos y covalentes, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Los enlaces de este tipo se conocen como enlaces covalentes polares . [ 32 ]

Véase también

Referencias

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