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Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y queconfiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivases un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica.[2] Sin embargo, en la práctica losquímicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero mássencillas en su descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con lacompartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gasesdiatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinanla estructura de la materia.Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace covalente y el enlace iónico suelen serdescritos como "fuertes", mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como"débiles". Debe tenerse cuidado porque los enlaces "débiles" más fuertes pueden ser más fuertes que los enlaces"fuertes" más débiles.

Ejemplo de enlaces químicos entre carbono C, hidrógeno H, y oxígeno O,representados según la estructura de Lewis. Los diagramas de punto representaron

un intento temprano de describir los enlaces químicos, y aún son ampliamenteusados hoy en día.

Teniendo en cuenta que las cargas opuestasse atraen, y que los electrones que orbitan elnúcleo están cargados negativamente, y quelos protones en el núcleo lo estánpositivamente, la configuración más establedel núcleo y los electrones es una en la quelos electrones pasan la mayor parte deltiempo entre los núcleos, que en otro lugardel espacio. Estos electrones hacen que losnúcleos se atraigan mutuamente.

En la visión simplificada del denominadoenlace covalente, uno o más electrones(frecuentemente un par de electrones) sonllevados al espacio entre los dos núcleosatómicos. Ahí, los electrones negativamentecargados son atraídos a las cargas positivasde ambos núcleos, en vez de sólo su propionúcleo. Esto vence a la repulsión entre losdos núcleos positivamente cargados de losdos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamentefija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición deelectrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a loselectrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electronesson compartidos inequitativamente entre dos núcleos.

En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de uno átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o

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más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (máscerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. Enconsecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Estatransferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa.Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en iones decarga positiva o negativa.Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificaciónles permiten a los químicos predecir la fuerza, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y lateoría 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 decombinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría delcampo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en lassustancias químicas.Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII, sesuponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704,Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos aotros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo,de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otrospor reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de sucohesión que:

Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamentegrande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejosde las partículas.En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinaciónquímica, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. Amediados 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" enque los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químicoGilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno yseis 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 quepertenezca a uno exclusivamente.El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía unatransferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis yKossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2

+.[3] Este trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno, a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos

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de la mecánica cuántica de Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. Lasecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfecciónmatemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones yresultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto las teorías deorbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría delfuncional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes.En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia detodos los cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usófunciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.[4] Con 13 parámetros ajustables,ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación de enlace.Posteriores extensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculoconvenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, estaaproximación no tiene relación física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil deextender a moléculas más grandes.

Teoría del enlace de valenciaEn el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico seforma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantenerlos dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de energía del sistema. En 1931, a partir de esta teoría,el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de los más importantes papeles en la historia de laquímica: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis, y la teoría delenlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace deelectrones 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 dosátomos.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 últimas 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 átomoformará 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" quevendría a ser llamado por algunos como la "biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicosexperimentales a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, la edición posterior de1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitalesmoleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la decáda de 1960 y 1970 a la par con elcrecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchosprogramas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementaciónde la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría delenlace de valencia vio un resurgimiento.

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Teoría de los orbitales moleculares

Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, en lamolécula de trifluoruro de boro, calculado usando

Spartan.

La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinaciónlineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, queabarcan la molécula entera. Estos orbitales son divididosfrecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, yorbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbitalde Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente sólo dos,núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen unamayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otrolugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener losnúcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbitalmolecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugarexcepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbitalantienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los electrones enorbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca alos orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo ocon otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no contribuyen nidetractan la fuerza del enlace.

Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los orbitalesmolecularesEn algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es superior a la teoría de orbitales moleculares. Cuando seaplica a la molécula más simple de dos electrones, H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más simple dela aproximación de Heitler-London, produce una aproximación más cercana a la energía de enlace, y provee unarepresentación más exacta del comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces químicos. Encontraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice que la molécula de hidrógeno se disocia en unasuperposición lineal de átomos de hidrógeno, y iones positivos y negativos de hidrógeno, un resultadocompletamente contrario a la evidencia física. Esto explica en parte por qué la curva de energía total versus ladistancia interatómica del método de orbitales de valencia yace por encima de la curva del método de orbitalesmoleculares a todas las distancias y, más particularmente, para distancias mucho más grandes. Esta situación surgepara todas las moléculas diatómicas homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para el que laenergía mínima de la curva con la teoría de orbitales moleculares es aún mayor en energía que la energía de los dosátomos de flúor no enlazados.Los conceptos de hibridación son versátiles, y la variabilidad en el enlace en muchos compuestos orgánicos es tanmodesta que la teoría del enlace permanece como una parte integral del vocabulario del químico orgánico. Sinembargo, el trabajo de Friedrich Hund, Robert Mulliken, y Gerhard Herzberg mostró que la teoría de orbitalesmoleculares provee una descripción más apropiada de las propiedades espectroscópicas, magnéticas y de ionizaciónde 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 enlacebasado en hibridación, propuesto para tales moléculas por Pauling. Los complejos metálicos y compuestosdeficientes en electrones (como el diborano) también resultaron ser mejor descritos por la teoría de orbitalesmoleculares, 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 y iónicas posibles que surgen de un juego particular de orbitales atómicos, se llega a lo que se llama la

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función de onda de interacción de configuración completa. Si se toma la descripción de orbital molecular simple delestado fundamental y se combina dicha función con las funciones que describen todos los estados excitados posiblesusando los orbitales no ocupados que surgen del mismo juego de orbitales atómicos, también se llega a la función deonda de interacción de configuración completa. Puede verse que la aproximación de orbital molecular simple dademasiado peso a las estructuras iónicas, mientras que la aproximación de enlace de valencia simple le da demasiadopoco. Esto puede ser descrito diciendo que la aproximación de orbitales moleculares simple es demasiadodeslocalizada, mientras que la aproximación de enlaces de valencia es demasiado localizado.Estas dos aproximaciones son ahora observadas como complementarias, cada una proveyendo sus propiasperspectivas en el problema del enlace químico. Los cálculos modernos en química cuántica generalmente empiezana partir de (pero finalmente van más allá) un orbital molecular en vez de una aproximación de enlace de valencia, nopor algún tipo de superioridad intrínseca de la primera, sino porque la aproximación de orbitales moleculares esmucho más rápidamente adaptable a computación numérica. Sin embargo, ahora hay mejores programas de enlacede valencia disponibles.

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

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Longitudes de enlace típicas, enpm,y energía de enlace en kJ/mol.Información recopilada de [5].

Enlace Longitud(pm)

Energía(kJ/mol)

H — Hidrógeno

H–H 74 436

H–C 109 413

H–N 101 391

H–O 96 366

H–F 92 568

H–Cl 127 432

H–Br 141 366

C — Carbono

C–H 109 413

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C–C 154 348

C=C 134 614

C≡C 120 839

C–N 147 308

C–O 143 360

C–F 135 488

C–Cl 177 330

C–Br 194 288

C–I 214 216

C–S 182 272

N — Nitrógeno

N–H 101 391

N–C 147 308

N–N 145 170

N≡N 110 945

O — Oxígeno

O–H 96 366

O–C 143 360

O–O 148 145

O=O 121 498

F, Cl, Br, I — Halógenos

F–H 92 568

F–F 142 158

F–C 135 488

Cl–H 127 432

Cl–C 177 330

Cl–Cl 199 243

Br–H 141 366

Br–C 194 288

Br–Br 228 193

I–H 161 298

I–C 214 216

I–I 267 151

S — Azufre

C–S 182 272

Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero,

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dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos decarbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dosátomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bienconocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitaleselectrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerzaserá un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor diferencia deelectronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición 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 dospares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos deelectrones.Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Losenlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La moléculaes eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo secaracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

Enlace covalenteEl enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomosenlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dospares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro paresde electrones.Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Losenlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La moléculaes eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo secaracteriza 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, losátomos que forman este tipo de enlace son de caracter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales(mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es "0"

Enlace iónicoEl enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia deelectronegatividad. 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 mássencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre uncatión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones deotro menos electronegativo[6] El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargasiónicas suelen estar entre -3e a +3e.

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Enlace covalente coordinadoEn enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el quelos electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis,pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendoen desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlacecovalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en quela diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, paradiferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y lacola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.

Enlace de uno y tres electronesLos enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar deelectrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular,H2

+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y enconsecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace esrealmente más fuerte para el Li2

+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede serexplicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.[7]

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 unorbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de unamolécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. Lamolécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.[8]

Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es estableentre átomos con electronegatividades similares.[8]

Enlaces flexionadosLos enlaces flexionados, también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas tensionadas oimpedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlacesflexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios.

Enlaces 3c-2e y 3c-4eEn el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos electrones en un enlace. Este tipode enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 pormolécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo dehidrógeno 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 ciertoscompuestos aglomerados, se ha postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones.En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en redes conjugadassólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centrosnucleares como existan en la molécula o la red.

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Enlace aromáticoEn muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples línes (lugar para dos electrones)o puntos (un solo electrón). En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla deHückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbonopara formar una estructura de anillo plana. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta seridéntico 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 lasdiferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo,que de otra formar sería equivalente.

Enlace metálicoEn un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en loscompuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización oel 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 omás moléculas, iones o átomos que de otro modo no estaríanasociados. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas seatraigan o repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas desus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.

Dipolo permanente a dipolo permanente

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

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Enlace de hidrógeno

Enlace de hidrógeno.

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

Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)

Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, sonlas interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entretodas las sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquierinstante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modosería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, conmomentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. Estoes a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraero repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los dosátomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se rebalancee y los átomos se muevan.

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

Electrones en los enlaces químicosEn el límite (irrealístico) del enlace iónico puro, los electrones están perfectamente localizados en uno de los dosátomos en el enlace. Tales enlaces pueden ser interpretados por la física clásica. Las fuerzas entre los átomos estáncaracterizadas por potenciales electrostáticos continuos isótropos. Su magnitud es una proporción simple a ladiferencia de cargas.Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoría del enlace de valencia o la teoría del orbital molecular. Laspropiedades de los átomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como número de oxidación.La densidad electrónica en el enlace no está asignada a átomos individuales, en vez de ello está deslocalizada entrelos átomos. En la teoría del enlace de valencia, los dos electrones en los dos átomos se emparejan con una fuerza deenlace que depende del traslape entre los orbitales. En la teoría del orbital molecular, la combinación lineal deorbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energíasbasadas en los orbitales atómicos de los átomos de los que proviene. A diferencia de los enlaces iónicos puros, losenlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad (anisotropía). Estas pueden tener sus propiosnombres, como sigma y pi.En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y covalente, dependiendo de laelectronegatividad relativa de los átomos involucrados. Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlacecovalente polar.

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Enlaces externos• W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory [9]. Accedido Marzo 3, 2009.• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics [10]. Accedido Marzo 3, 2009.• Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History [11]. Accedido Marzo 3, 2009.

Véase también• Reacción química

Enlaces externos• Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Enlace químico.Commons

Referencias[1] http:/ / en. wikipedia. org/ wiki/ Enlace_qu%C3%ADmico[2] Campbell, Neil A.; Brad Williamson; Robin J. Heyden (2006). Biology: Exploring Life (http:/ / www. phschool. com/ el_marketing. html),

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Physics) 1:  pp. 825–835.[5] http:/ / www. science. uwaterloo. ca/ ~cchieh/ cact/ c120/ bondel. html[6] Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change, New York: W. H. Freeman & Co., pp. 294–295. ISBN

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Fuentes y contribuyentes del artículo 12

Fuentes y contribuyentes del artículoEnlace químico  Fuente: http://es.wikipedia.org/w/index.php?oldid=39004959  Contribuyentes: 3coma14, 4lex, Aadrover, Airunp, Aleator, Alexav8, Angel GN, Antocero, Antur, Apcpca,Armando-Martin, Armin76, Baiji, Beto29, Bucephala, Camilo, Camr, Cobalttempest, Ctrl Z, Danyjime, DerHexer, Dianai, Diegusjaimes, Dreitmen, Drini, Eduardosalg, Egaida, Eligna,Enriqueaguilera535, Er Komandante, Ezarate73, FAR, FrancoGG, Gaius iulius caesar, Greek, Góngora, Götz, Humberto, Icvav, IvanStepaniuk, J.delanoy, Jarisleif, Javi pk, Javierito92, Johns,JorgeGG, Jredmond, Jugones55, Kved, Laura Fiorucci, Leyo, Lucien leGrey, Manuel Trujillo Berges, Manuelt15, Manwë, Matdrodes, Montgomery, Moriel, Mushii, Nestor1321, Netito777,NicolasAlejandro, Nixón, Omegakent, Opinador, Ortisa, Ovejilla, Pan con queso, Parras, PeiT, Pilaf, PoLuX124, Poc-oban, Pujols15, Raystorm, Richy, Rrmsjp, RubiksMaster110, Saloca,Santy45, Segedano, Soulreaper, Spirit-Black-Wikipedista, Super braulio, Tano4595, Thingg, Tirithel, Tomatejc, Troodon, Vatelys, Vic Fede, Viper mx 1, Xexito, Xuankar, Yagamichega, Yeza,Yrithinnd, 567 ediciones anónimas

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