5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 1/9

ENLACES QUIMICOS

Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interaccionesatractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a loscompuestos químicos diatómicos y poli atómicos. La explicación de talesfuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de laelectrodinámica cuántica. 

Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la mecánicacuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero mássencillas en su propia descripción del enlace químico. En general, el enlacequímico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electronesentre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatónicos -o

sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- están unido por enlacesquímicos, que determinan la estructura de la materia.

Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidos,adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Estasituación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones queposeen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincidecon la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo estáncargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo estánpositivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es unaen la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que

en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraiganmutuamente.

Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en lapráctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecirla fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla delocteto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa devalencia son dos ejemplos. Las teorías más sofisticadas, como la teoría delenlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y elmétodo de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de losorbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La

electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos queejerce en las sustancias químicas.

Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico sontan tempranas como en el siglo XII, se suponía que ciertos tipos de especiesquímicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704,Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de suOpticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza".Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga enaquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo,"átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidospor movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente apartir de su cohesión que:

5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 2/9

“Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que encontacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñasdesempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse nolejos de las partículas”. 

En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jones Jakob Berzeliusdesarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente elcarácter 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 lateoría de valencia, originalmente llamado "poder combinarte" en que loscompuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo ynegativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlacede par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis

electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlacedoble, o enlace triple: 

En las propias palabras de Lewis:

“Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomosdiferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente oexclusivamente”. 

El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con ladiferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electronesentre 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 cuánticamatemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por unelectrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2

+.1 Este trabajomostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían sercorrectas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticosusados no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un

electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fuepublicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método deHeitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace devalencia. 

5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 3/9

ENLACE COVALENTE

Un enlace covalente se produce por el compartimiento de electrones entre doso más átomos. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no essuficientemente grande como para que se efectúe una transferencia deelectrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pareselectrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Losenlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales. 

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce latransferencia de electrones de un átomo a otro; en el enlace covalente, loselectrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlacecovalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es

decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual dependedel número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirseuno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de unenlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

Tipos de enlace covalente

Existen dos tipos de sustancias covalentes:

Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculasque tienen las siguientes propiedades:

  Temperaturas de fusión y ebullición bajas.  En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.)

pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos  Son blandos en estado sólido.  Son aislantes de corriente eléctrica y calor.  Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y

las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve asemejante).

Redes: Además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a loscompuestos iónicos, que tienen estas propiedades:

  Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.  Son sólidos.  Son sustancias muy duras (excepto el grafito).  Son aislantes (excepto el grafito).  Son insolubles.

  Son neocloridas.

5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 4/9

 

TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA

En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentandoesencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones devalencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan paramantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución deenergía del sistema. En 1931, a partir de esta teoría, el químico Linus Paulingpublicó lo que algunos consideran uno de los más importantes papeles en lahistoria de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel,extendiendo los trabajos de Lewis, y la teoría del enlace de valencia (TEV) deHeitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace

de electrones compartidos, las tres primeras de las cuales generalmente yaeran conocidas:

1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de unelectrón desapareado de cada uno de dos átomos.2. El spin de los electrones tienen que ser opuestos.3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte enenlaces adicionales.

Sus tres últimas reglas eran nuevas:

4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo unafunción de onda de cada átomo.5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman losenlaces más fuertes.6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en mayorcantidad con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, yeste 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 laNaturaleza del Enlace Químico" que vendría a ser llamado por algunos como la"biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales

a entender el impacto de la teoría cuántica sobre la química. Sin embargo, laedición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas queparecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. Elimpacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitalesmoleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas degrandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas másdifíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programasde computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace devalencia vio un resurgimiento.

5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 5/9

 

TEORÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES

La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal deorbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la moléculaentera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular essimplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentementesólo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen unamayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el

orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. Si loselectrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan lamayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbitalfuncionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Loselectrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos(cerca a los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo ocon otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en eseespacio. Estos electrones no contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.

También la Teoría de los Orbitales Moleculares (OM), es un método paradeterminar la estructura molecular en la que los electrones no están asignados

a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento queestá bajo la influencia de los núcleos de toda la molécula.1 En esta teoría, cadamolécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función deonda ψ f del orbital molecular está escrita como una simple suma entre la norbital atómicos constituyentes  χ i , de acuerdo a la siguiente ecuación:

Los coeficientes c ij pueden ser determinados numéricamente por sustitución de

esta ecuación por la de Schrödinger y la aplicación del principio variacional. Este método se llama combinación lineal de órbitas atómicas y se utiliza en laquímica computacional. Una transformación unitaria adicional puede seraplicada en el sistema para acelerar la convergencia en algunascombinaciones computacionales. La teoría de los orbitales moleculares ha sidovista como competidor de la Teoría del Enlace de Valencia en los años 30',pero se descubrió después que los dos métodos están íntimamenterelacionados y que cuando son extendidos son equivalentes.

Los enlaces covalentes de las moléculas se forman por solapamiento deorbitales atómicos, de manera que los nuevos orbitales moleculares pertenecen

5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 6/9

a la molécula entera y no a un solo átomo. Durante la formación de un enlace,los orbitales atómicos se acercan y comienzan a solaparse, liberando energía amedida que el electrón de cada átomo es atraído por la carga positiva delnúcleo del otro átomo. Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será eldesprendimiento de energía y, por lo tanto, menor será la energía del orbital

molecular. Si el proceso de aproximación de los átomos continúa, los núcleosatómicos pueden llegar a repelerse mutuamente, lo que hace que la energíadel sistema aumente. Esto significa que la máxima estabilidad (mínima energía)se alcanza cuando los núcleos se encuentran a una distancia determinada quese conoce como longitud de enlace. 

Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, el número de orbitalesmoleculares es igual al número de orbitales atómicos que se solapan. El orbitalmolecular de menor energía se forma cuando se solapan dos orbitalesatómicos que están en fase. Este orbital contiene a los dos electrones ymantiene a los dos átomos unidos, por lo que se denomina orbital molecular

enlazante. Sin embargo, se forma otro orbital molecular, que posee unaenergía mayor que la suma de las energías de los dos orbitales atómicosseparados. Este orbital molecular se denomina antienlazante y es destructivo,es decir, si los electrones se encontraran en este orbital, los dos átomos serepelerían.

Configuración electrónica

Los orbitales moleculares se utilizan para especificar la configuraciónelectrónica de las moléculas, que permite describir el estado electrónico delsistema molecular como un producto anti simetrizado de los espín-orbitales. Para ello se suelen representar los orbitales moleculares como unacombinación lineal de orbitales atómicos (también denominado LCAO-MO).Una aplicación importante es utilizar orbitales moleculares aproximados comoun modelo simple para describir el enlace en las moléculas.

La mayoría de los métodos de química cuántica empiezan con el cálculo de losorbitales moleculares del sistema. El orbital molecular describe elcomportamiento de un electrón en el campo eléctrico generado por los núcleosy una distribución promediada del resto de los electrones. En el caso de doselectrones que ocupan el mismo orbital, el principio de exclusión de Pauli obliga

a que tengan espines opuestos. Hay que destacar que existen métodos máselaborados que no utilizan la aproximación introducida al considerar la funciónde onda como un producto de orbitales, como son los métodos basados en eluso de funciones de onda de dos electrones (geminales).

Tipos de orbitales moleculares

Al enlazar dos átomos, los orbitales atómicos se fusionan para dar orbitalesmoleculares:

  Enlazantes : De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos

a partir de los cuales se creó. Se encuentra en situación de atracción, esdecir, en la región internuclear. Contribuyen al enlace de tal forma que

5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 7/9

los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsióngracias a la atracción que ejerce la nube electrónica de carga negativaque hay entre ellos hasta una distancia dada que se conoce comolongitud de enlace.

  Antienlazantes : De mayor energía, y en consecuencia, en estado de

repulsión.

Los tipos de orbitales moleculares son:

1. Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s

p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de deslocalización muypequeño. Orbitales con geometría cilíndrica alrededor del eje de enlace.

2. Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos pperpendiculares al eje de enlace. Electrones fuertemente des localizadosque interaccionan fácilmente con el entorno. Se distribuyen como nubeselectrónicas por encima y debajo del plano de enlace.

3. Orbitales σ* antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía) de losenlazantes.

4. Orbitales π* antienlazantes: Orbitales π de alta energía. 5. Orbitales n: Para moléculas con heterotermos (como el N o el O, por

ejemplo). Los electrones desapareados no participan en el enlace yocupan este orbital.

Los orbitales moleculares se "llenan" de electrones al igual que lo hacen losorbitales atómicos:

  Por orden creciente del nivel de energía: Se llenan antes los orbitalesenlazantes que los antienlazantes, siguiendo entre estos un ordencreciente de energía. La molécula tenderá a rellenar los orbitales de talmodo que la situación energética sea favorable.

  Siguiendo el principio de exclusión de Pauli: Cuando se forman los

orbitales atómicos estos podrán albergar como máximo dos electrones,teniendo estos espines distintos.  Aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund: Los orbitales

moleculares degenerados (con el mismo nivel de energía) tienden arepartir los electrones desapareándolos a los máximos (espinesparalelos). Esto sucede para conseguir orbitales semillenos que son másestables que una subcapa llena y otra vacía debido a las intensasfuerzas repulsivas entre los electrones. Gracias a ello podemos darexplicaciones a propiedades de ciertas moléculas como elparamagnetismo del oxígeno molecular (el orbital más externo de lamolécula tiene electrones desapareados que interaccionan con un

campo magnético)

5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 8/9

Según estas reglas se van completando los orbitales. Una molécula seráestable si sus electrones se encuentran de forma mayoritaria en orbitalesenlazantes y será inestable si se encuentran en orbitales antienlazantes:

  Al combinar dos orbitales 1s del hidrógeno se obtienen dos orbitales

moleculares sigma, uno enlazante (de menor energía) y otroantienlazante (de mayor energía). Los dos electrones de valencia secolocan con espines antiparalelos en el orbital σ y el orbital σ* queda vacío: la molécula es estable.

  Al combinar dos orbitales 1s de helio se forman dos orbitalesmoleculares sigma y los cuatro electrones llenan todos losorbitales. Sin embargo los orbitales antienlazantes fuerzan a la moléculaa disociarse y se vuelve inestable, por ello noexiste molécula de He2.

ENLACE IONICO

un enlace iónico es la una unión de átomos que resulta de la presencia deatracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, unofuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertementeelectronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, unode los átomos capta electrones del otro.

Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias deelectronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y unono metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otroformándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electronesformando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónicaestable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ioncargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónicaestable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto adquieren 8electrones en su capa más exterior. La atracción electrostática entre los ionesde carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto. 

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones decarga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atraccióndetermina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte,se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión tambiénes menor y, en general, son solubles.

5/11/2018 ENLACES QUIMICOS - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/enlaces-quimicos-55a236819cebb 9/9

Características

Algunas características de este tipo de enlace son:

  Ruptura de núcleo masivo.  Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.   Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición.   Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos

I y II y los no metales de los grupos VI y VII.  Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas.  Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.   En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de

sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará.Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de uncircuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dichocubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones

disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) dela pila del circuito y por ello éste funciona.

Enlace iónico en el NaCl.

BIBLIOGRAFIA

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico#Teor.C3.ADa_de_los_orbitales_moleculares