ENLACE QUIMICO

ENLACE QUIMICO

INTRODUCCION

Con este trabajo se continúa la serie sobre los contenidos básicos de la materia de Química del segundo curso de Bachillerato, haciendo uso del hipertexto, una herramienta muy útil para introducir en el desarrollo de los mismos hiperenlaces que nos remitan a direcciones Web que sirvan para ampliar o ilustrar con animaciones, dibujos o fotografías, los conceptos presentados o bien que nos localicen de manera inmediata la solución de los diferentes ejercicios de aplicación y de revisión de dichos contenidos.

EL ENLACE QUÍMICO Llamamos enlace químico a la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos y moléculas que forman las sustancias. El tipo de enlace depende de la configuración electrónica. En general, los átomos tienden a completar su capa de valencia con 8 electrones, imitando a los gases nobles, para alcanzar mayor estabilidad, ganando, cediendo o compartiendo electrones.

En la formación de un enlace hay una energía potencial negativa que procede de la atracción eléctrica entre los iones y que disminuye conforme se acercan éstos y una positiva debida a la repulsión de las nubes electrónicas, que aumenta al disminuir la distancia entre los iones. Hay una distancia de equilibrio en la que la energía potencial es mínima: es la distancia de enlace.

TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA

En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para mantener los 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 la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis, la teoría del enlace de valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis reglas para el enlace de electrones 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 dos átomos.

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 átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace tenderá a nacer 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" 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, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser mejor entendibles por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemas más difíciles de la implementación de la teoría del enlace de valencia en programas de computadoras habían sido mayormente resueltos y la teoría del enlace de valencia vio un resurgimiento.

Igual que Lewis, considera la capa de valencia de los átomos. Los electrones se colocarán en ella siguiendo la regla de Hund, es decir, lo más desapareados posible, incluso separándose entre los niveles s y p de su misma capa de valencia. Además, a partir del tercer período los átomos que presenten orbitales d vacíos tendrán la posibilidad de utilizarlos para situar sus electrones.

Ahora, el enlace covalente consiste en la superposición de dos orbitales semiocupados (cada uno con un electrón) de átomos diferentes. Llamamos covalencia de un elemento al número de enlaces covalentes que puede formar, esto es, al número de electrones desapareados. Por ejemplo:

En definitiva, cada átomo central se une a uno o varios átomos saturando su capa de valencia, compartiendo uno o más pares de electrones. Cuando los electrones enlazantes pertenecen a dos orbitales s o a un orbital s y un orbital p (el dirigido según el eje de la molécula) se crea un enlace tipo σ (sigma), denominado así por poseer simetría de revolución respecto al eje del enlace. También se origina un enlace sigma cuando se unen en la posición adecuada dos orbitales p dirigidos según el eje molecular. Si intervienen los otros orbitales p o d se forma un enlace tipo π (pi), que no ofrece simetría de revolución.

TEORÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES

La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente sólo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor 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 los electrones tienden a estar presentes en un orbital molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y realmente debilitará el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca de los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces

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