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El concepto de enlace químico se refiere a fuerzas de atracción que se manifiestan a nivel molecular y atómico. Se suele distinguir entre enlaces químicos intramoleculares, las fuerzas de atracción entre átomos y iones que los mantienen unidos para formar las moléculas, y los enlaces químicos intermoleculares, las fuerzas de atracción intermoleculares. Estas fuerzas de atracción se deben principalmente a fuerzas electrostáticas entre cargas opuestas, por ejemplo entre electrones y los protones del núcleo atómico o entre moléculas dipolares.

Existen diferentes tipos de enlaces químicos. Los dos extremos serían el enlace iónico y el enlace covalente, los dos tipos considerados más fuertes junto al enlace metálico, todos ellos enlaces intramoleculares. Otros tipos de enlaces con menor fuerza son, por ejemplo, el enlace de hidrógeno o las fuerzas de dispersión de London. En general, los enlaces químicos fuertes se asocian con transferencia de electrones entre los átomos participantes los cuáles ceden, aceptan o comparten electrones. En cualquier caso, la energía de los átomos unidos, para que el enlace sea estable, ha de ser menor que la de los átomos por separado.

Modelos sobre el enlace químico

El concepto de enlace químico es muy complejo y existen diversas teorías que intentan explicar su formación y características. Es muy común que se hable de la regla del octeto para explicar por qué se produce el enlace químico. Según esta regla, la formación del enlace químico se produce siguiendo un principio básico de química según el cuál todo sistema tiende a evolucionar hacia una situación de menor energía y más estable. Esta situación en los átomos se daría cuándo cada átomo tiene en su orbital externo 8 electrones, al igual que tienen los gases nobles, elementos cuyos átomos son tan estables que no reaccionan entre sí y se pueden encontrar átomos aislados existiendo de forma natural.

Aunque la regla del octeto puede ayudar a predecir la formación de un enlace químico, es en realidad una aproximación teórica o simplificación, como los es también la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TREPEV).

Las cualidades del enlace y los efectos sobre la materia se suelen explicar a través de la electrostática mientras que la formación de los enlaces intramoleculares se explican principalmente mediante la teoría del enlace de valencia y la teoría de orbitales moleculares sin que ninguna de ellas se haya dado por definitiva.

Teoría del enlace de valencia

Esta teoría fue formulada en 1927 por Heitler y London en base a la idea propuesta por Lewis en 1916 según la cuál un enlace químico se forma por la interacción conjunta de dos electrones compartidos por dos núcleos atómicos. Heitler y London propusieron la idea de que los electrones que participan en los enlaces son los electrones de valencia, estos son, los electrones del último nivel de energía. Hay elementos que pueden existir con diferente número de electrones de valencia, lo que se explica mediante diferentes estados de oxidación, pues al fin al cabo el número de oxidación representaría lo mismo que la valencia atómica.

El enlace químico sería un proceso en el que dos átomos comparten electrones de valencia para completar su último nivel de energía y llegar así a una situación más estable. Los electrones se comparten por traslape de orbitales atómicos pudiendo producirse la hibridación y resonancia de estos orbitales. Los gases nobles tienen una valencia de cero pues tienen su último nivel de energía completo y de ahí su prácticamente nula reactividad y que sean los únicos elementos que existan de forma natural como átomos aislados.

La conocida como teoría del enlace de valencia moderna reemplaza el traslape de orbitales atómicos con el traslape de orbitales de enlace de valencia, orbitales que se expanden por toda la molécula y en general se ve como teoría complementaria a la teoría de orbitales moleculares; cada una puede explicar y predecir de forma más directa algunas propiedades y características de los enlaces químicos. Por ejemplo, la teoría del enlace de valencia predice el comportamiento de las moléculas diatómicas homonucleares (H2, O2, F2, etc) de una forma mucho más exacta que la teoría de orbitales moleculares.

La teoría de los orbitales moleculares

En la teoría de los orbitales moleculares se sustituye el traslape de orbitales entre dos átomos por su combinación lineal para formar orbitales que abarcan toda la molécula y en los que se situarían los electrones que participan en el enlace. Según esta teoría se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos se combinan y cada uno incluye a varios núcleos, generalmente sólo 2.

La teoría de los orbitales moleculares predice mejor el comportamiento espectroscópico, magnético y de ionización de las moléculas en general. También describe mejor las moléculas pentavalentes, el enlace metálico y los sistemas deficientes en electrones.

Actualmente las dos teorías se consideran aproximaciones de una teoría mejor, la interacción de configuraciones completo. Esta teoría combina de formal lineal todas las configuraciones electrónicas posibles del sistema; tanto si se aplica a la teoría de enlace de valencia como si se aplica a la teoría de orbitales moleculares se llega a la misma función de onda, de ahí que las dos teorías se consideren aproximaciones de esta función de onda. Se considera que la teoría de enlace de valencia es una aproximación de enlace localizado y que la teoría de orbitales moleculares es una aproximación deslocalizada.

Tipos de enlace químico

El enlace químico se puede clasificar en dos grandes grupos, los enlaces químicos intramoleculares y los enlaces químicos intermoleculares, cada uno con varios subtipos.

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Enlaces químicos intramoleculares

Estos enlaces son los que mantienen a los átomos unidos dentro de una molécula. Los tres tipos principales son el enlace covalente, el enlace iónico y el enlace metálico.

Enlace covalente

El enlace covalente se forma cuándo se comparten electrones entre dos núcleos. Generalmente participa un número par de electrones, frecuentemente 2, 4 o 6, pues la energía molecular suele ser menor cuándo en un orbital se encuentran dos electrones apareados con spin contrario. El enlace covalente puede ser simple, doble, triple, cuádruple, … según participen 2, 4, 6, … electrones. Ninguno de los átomos cede electrones al otro átomo, la carga neta de cada átomo y de la molécula en su conjunto es neutra.

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Si los electrones son atraídos por igual por los dos núcleos, las cargas quedan repartidas de forma homogénea en la molécula. Sin embargo, cuándo uno de los átomos presenta mayor electronegatividad, atrae más hacia él los electrones del enlace desviando el centro de la carga; el resultado es una molécula electricamente neutra pero con una distribución de cargas no simétrica que se mide mediante el momento dipolar.

Los enlaces covalentes entre átomos con una diferencia de electronegatividad superior a 0,4 se suelen referir como enlaces covalentes polares por producir una distribución no homogénea de las cargas. En realidad, todos los enlaces covalentes son polares, excepto si se dan entre átomos iguales que, al tener una electronegatividad similar, forman un enlace covalente apolar con una distribución de cargas homogénea.

Un tipo especial de enlace covalente es el enlace covalente dativo o coordinado, en el cuál la pareja de electrones que participa en el enlace procede de un sólo átomo. Otros tipos de enlace covalente son el enlace aromático, los enlaces de uno y tres electrones, el enlace flexionado o los enlaces deficientes de electrones (enlace de 2 centros y 3 electrones (2c-3e) y enlace de 3 centros y 4 electrones (3c-4e)).

Enlace iónico

El enlace iónico se debe a atracción electrostática entre dos átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad, como pueden ser dos iones de carga opuesta. No se conoce un valor exacto de diferencia de electronegatividad que produzca un enlace iónico pero se suele citar una diferencia superior a 2 como límite a partir del cuál se forman enlaces iónicos; por debajo de 1,7 se formarían enlaces covalentes polares.

Las características del enlace iónico se pueden explicar a través de la formación de un anión (ion de carga negativa) y un catión (ion de carga positiva) o como si fuera un enlace covalente entre dos átomos con una diferencia de electronegatividad tan alta que un átomo cede un electrón al átomo más electronegativo.

Enlace metálico

El enlace metálico se produce cuándo un conjunto de átomos comparten electrones deslocalizados entre todos ellos. Si se compara el enlace metálico con el enlace iónico, en el enlace iónico la localización de las cargas es estática mientras que en el enlace metálico no, lo que es responsable de la conductividad eléctrica de muchos metales.

Enlace vibracional

El enlace vibracional es un tipo de enlace que fue propuesto a comienzos de la década de 1980 y que se produce cuándo un átomo muy ligero vibra rápidamente entre otros dos de masa muy superior, Su existencia ha sido muy discutida sin que haya sido aún aceptada. Recientemente, en un estudio publicado el 10 de 2014, se han obtenido datos que podrían confirmar su existencia según lo observado en la reacción entre Muonio y Bromo.

El Muonio es un átomo exótico que consiste en un núcleo formado por una sola partícula de antimuón (carga positiva, es la antipartícula del muón) orbitada por un electrón. Esto hace que el muonio sea incluso más ligero que el protio, el isótopo más ligero del hidrógeno. Cuándo el muonio se encuentra entre dos átomos de Bromo, mucho más pesados, el muonio transciende entre los dos vibrando rápidamente reduciendo la energía total del sistema y uniendo a los átomos de Bromo (BrMuBr). Este peculiar enlace explicaría por qué la reactividad de esta molécula disminuye al aumentar la temperatura. Más estudios sobre el enlace vibracional son necesarios para corroborar su existencia y comprobar si también se podría dar entre otros elementos diferentes.

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Enlaces químicos intermoleculares

Los enlaces intermoleculares se forman por fuerzas de atracción entre dos moléculas. Los cuatros tipos principales son dipolo-dipolo y sus tipos, el enlace de hidrógeno, las fuerzas de dispersión de London y la interacción catión-pi. Estos enlaces son responsables de muchas de las características de las sustancias, por ejemplo del punto de fusión.

Dipolo-dipolo

Cuándo se unen dos átomos con una gran diferencia de electronegatividad, la carga de la molécula se distribuye de forma asimétrica. Los electrones que participan en el enlace quedarán más cerca del átomo más electronegativo produciendo así una carga parcial negativa de la molécula en esta zona y una carga parcial positiva la zona opuesta. A esta molécula con carga neta neutra pero distribución de cargas asimétrica se le conoce como dipolo. Dos o más moléculas de este tipo pueden interaccionar entre sí mediante fuerzas electrostáticas; por ejemplo, dos dipolos se atraerán al aproximarse las zonas con carga parcial opuesta. Estas fuerzas electrostáticas también se pueden dar entre un dipolo y otras partículas cargadas, por ejemplo iones.

Un tipo de interacción dipolo-dipolo es la interacción entre un dipolo permanente y lo que se conoce como dipolo inducido. Algunas moléculas no presentan características dipolares por sí solas pero la fuerza electrostática ejercida por un dipolo (dipolo permanente) puede generar una distribución de cargas asimétrica en la otra molécula formándose el dipolo inducido.

Enlace de hidrógeno

El conocido como enlace o puente de hidrógeno es en realidad una interacción fuerte dipolo-dipolo. Se da en moléculas formadas por unión de hidrógeno y oxígeno, nitrógeno o flúor. Entre el hidrógeno y cualquiera de estos elementos existe una gran diferencia de electronegatividad que ocasiona un alto momento dipolar responsable de fuertes interacciones electrostáticas entre las moléculas. Por ejemplo, el enlace de hidrógeno es responsable del alto punto de ebullición del agua respecto a moléculas análogas más pesadas ya que es necesaria más energía para superar el enlace de hidrógeno y separar las moléculas de agua para que pase a estado de vapor.

Fuerzas de dispersión de London

Cómo la distribución de la carga de los electrones no es uniforme en todo momento respecto al núcleo, siempre hay cierta distribución asimétrica de cargas alrededor de un átomo formándose dipolos instantáneos que pueden inducir un dipolo en moléculas vecinas, de ahí que las fuerzas de dispersión de London también se conozcan como fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido. Este tipo de interacciones son muy débiles en comparación con otras interacciones intermoleculares y se manifiestan incluso en moléculas apolares. A mayor tamaño de la molécula las fuerzas de dispersión de London se hacen más intensas al poderse formar dipolos instantáneos más fácilmente. Se consideran un tipo de fuerzas de var der Waals.

Interacción catión-pi

La interacción catión-pi (se puede ver como catión-π) es la interacción que aparece entre moléculas ricas en electrones situados en orbitales pi y un catión (ion de carga positiva). Por ejemplo, el benceno, y en general los hidrocarburos aromáticos, son sistemas ricos en electrones en orbitales pi que pueden interaccionar con iones positivos como el Li+ o el Na+. La intensidad de estas interacciones puede llegar a ser similar a un enlace de hidrógeno y, al igual que el enlace de hidrógeno, tienen un papel muy importante en la naturaleza, por ejemplo la interacción catión-pi es muy importante en la estructura de proteínas y en la actividad enzimática.

Galería

Referencias

  • Weinhold, F. and Landis, C. (2005). Valency and bonding. Cambridge. pp. 96–100. ISBN 0-521-83128-8.
  • W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.
  • Emilio San Fabián Maroto (01-Marzo-2012). Interacción de Configuraciones. Departamento de Química Física, Universidad de Alicante.
  • A. J. Stone (1996), The Theory of Intermolecular Forces, Oxford: Clarendon Press.
  • Donald G. Fleming1, Jörn Manz2,3, Kazuma Sato y Toshiyuki Takayanagi (8 de Diciembre de 2014.). “Fundamental Change in the Nature of Chemical Bonding by Isotopic Substitution”. Angewandte Chemie International Edition; 53(50):13706–13709. doi: 10.1002/anie.201408211.

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