El Enlace Quimico

MARCO TEÓRICO

ANTECEDENTES HISTÓRICOS DEL ENLACE QUÍMICO

En los años de 1803 y 1808 John Dalton desarrollo un modelo atómico en la cual proponía que los átomos eran esferas rígidas invisibles (Fig.1.1). Gracias a esto fue posible admitir que cada átomo poseía algo parecido a unos ganchitos o corchetes por lo que permitía su unión con otro átomo para formar moléculas.

Al aceptarse el modelo atómico de núcleo provisto de la corteza electrónica, se amplió la idea de que los electrones son los intermediarios en el enlace químico (Fig.1.2).

Aportes iniciales

La valencia química fue dada en relación con la que actualmente se denomina configuración electrónica. El primer investigador que se interesó por esto fue el alemán Richard Abegg (Fig.1.1.1). Según Abegg, un elemento puede variar únicamente en ocho unidades su valencia, estas ideas de Abegg fueron dadas en el año de 1904. En 1916 después que Abegg murió en un accidente de globo su compatriota Albrecht Kossel (Fig.1.1.2) introdujo el concepto de la electrovalencia por transferencia de electrones de un átomo a otro para formar iones con estructura de gas noble.

En el mismo año el norteamericano Gilbert N. Lewis (Fig.1.1.3) estableció la teoría del enlace químico por comparación de pares de electrones.

Poco después el también norteamericano Irving Langmuir (Fig.1.1.4) introdujo el término de enlace covalente para describir el enlace o unión por los electrones apareados, que según Lewis era lo esencial del enlace para obtener la estructura de gas noble, por tanto se puede afirmar que la teoría del enlace covalente se debe a Lewis y Langmuir.

Posteriormente el inglés Nevil Vincent Sidgwick (Fig.1.1.5) amplió el concepto de covalencia a los compuestos inorgánicos introduciendo la noción de enlace covalente coordinado, la cual jugó un importante papel en la química de los compuestos complejos o de coordinación.

La aportación cuántica

Se aplicó la ecuación de Schrödinger (Fig.1.2.1) a los electrones implicados en la formación de enlaces covalentes para buscar las estructuras electrónicas de energía mínima. Pero la ecuación de Schrödinger tenía un límite que consistía en que no puede resolver sistemas de más de un electrón, sugirieron dos métodos aproximados generales para tratar el enlace químico. El primero de ellos, el de los electrones de valencia, introducido por W. Heitler y F. London en 1927 sirvieron para calcular la fuerza de enlace en la molécula de hidrógeno. Posteriormente Linus Pauling y J.C. Slater extendieron sus ideas hasta elaborar la teoría general del enlace químico conocida como “La teoría del enlace de valencia o teoría HLSP, en honor de Heitler, London, Slater y Pauling.

En 1928 apareció el método de orbitales moleculares (Fig.1.2.2) de Robert Sanderson Mulliken, F. Hund y J.F Lenard-Jones.

En cualquier caso, ambos métodos pueden considerarse complementarios, pues cada uno falla donde el otro alcanza sus mejores resultados. No obstante, la mayor parte de los cálculos moleculares cuantitativos se hacen en la actualidad empleando el método de orbitales moleculares, ya que, a efectos de cálculo, es más sencillo que el método de enlace de valencia, y el uso de ordenadores digitales ha hecho posible el cálculo de funciones orbitales moleculares muy precisas y abordar el estudio de estructuras moleculares muy complicadas.

El enlace metálico

La estructura del denominado enlace metálico nació como entidad aparte, al no poderse aplicar a los metales el enlace covalente ni el iónico. La teoría más sencilla del enlace metálico fue introducida por Drude (Fig.1.3.1) y recibió el nombre de teoría del electrón libre o del mar de electrones. Posteriormente surgió la teoría de bandas, más amplia que la anterior al permitir realizar un estudio general del estado sólido y explicar las propiedades particulares de los metales y no metales sólidos. Esta teoría se basa en la existencia de bandas electrónicas dadas por las funciones introducidas por Félix Bloch y en el uso del potencial dado por Kronlg y Penney en 1930 para poder integrar la ecuación de Schrödinger. El gran éxito de esta teoría fue el dar una explicación satisfactoria de las propiedades conductoras de las sustancias sólidas, clasificándolas para el conocimiento, fabricación y utilización de los sistemas semiconductores en la industria de la electrónica.

ENLACE QUÍMICO

Antes de la definición en detalle del enlace químico prestemos atención a la siguiente pregunta:

¿Por qué se unen los átomos?

Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometria y geometría de las sustancias químicas

Por lo tanto el enlace químico es la fuerza existente de dos o más átomos que los mantiene unidos en las moléculas (Fig.2.1).

Al producirse un acercamiento entre dos o más átomos, puede darse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos y el núcleo de uno u otro átomo. Si esta fuerza llega a ser lo suficientemente grande para mantener los átomos unidos, se ha formado un enlace químico.

Todos los enlaces químicos son el resultado de la atracción simultánea de dos o más electrones.

TIPOS DE ENLACE QUÍMICO

En esta unión de electrones pueden darse los siguientes casos:

Enlace iónico

Enlace covalente (polar, apolar, coordinado,

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