Diferencia entre revisiones de «Enlace (química)»
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[[Archivo:electron dot.svg|300px|thumb|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 ampliamente usados hoy en día.]]
== Sinopsis ==
Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, y que los [[electrones]] que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los [[protones]] en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en 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 atraigan mutuamente.
En la visión simplificada del denominado [[enlace covalente]], uno o más electrones (frecuentemente un [[par de electrones]]) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ''ambos'' núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un [[enlace covalente polar]], uno o más electrones son 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 más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta [[carga nuclear efectiva]]) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia 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 [[ion]]es de carga positiva o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la [[fuerza de enlace|fuerza]], direccionalidad y [[polaridad (química)|polaridad]] de los enlaces. La [[regla del octeto]] y la [[TREPEV|teoría 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 (química)|hibridación de orbitales]] y la [[resonancia (química)|resonancia]], y el método de [[combinación lineal de orbitales atómicos]] dentro de la [[teoría de los orbitales moleculares]], que incluye a la [[teoría del campo de los ligantes]]. La [[electrostática]] es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del ''enlace químico'' son tan tempranas como en el siglo XII, se suponía 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 [[átomo]]s se unen unos a otros 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 otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:
<div style="font-size:115%">
{{cquote|Las partículas se atraen unas a otras por alguna [[fuerza]], que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.}}</div>
En 1819, a raíz de la invención de la [[pila voltaica]], [[Jöns Jakob Berzelius]] desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediados del siglos XIX, [[Edward Frankland]], F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y [[Hermann Kolbe]], ampliando la [[radical (química)|teoría de radicales]], desarrollaron la [[valencia (química)|teoría de valencia]], originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químico [[Gilbert N. Lewis]] desarrolló el concepto de [[enlace covalente|enlace de par de electrones]], en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el [[enlace de un solo electrón]], [[enlace simple]], [[enlace doble]], o [[enlace triple]]:
En las propias palabras de Lewis:
<div style="font-size:115%">
{{cquote|Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente.}}</div>
El mismo año, [[Walther Kossel]] lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de [[enlace iónico]]. Tanto Lewis y Kossel 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), H<sub>2</sub><sup>+</sup>.<ref>Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347</ref> 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 F<sub>2</sub> ([[flúor]]) y las moléculas de O<sub>2</sub> ([[dioxígeno|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 de la mecánica cuántica de [[ecuación de Schrödinger|Schrödinger]] que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es, ''analíticamente''), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en [[química cuántica]] moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la [[teoría del funcional 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 de todos los cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.<ref> {{cita publicación
| apellido = James
| nombre = H. H.
| enlaceautor =
| coautores = A. S. Coolidge
| título = The Ground State of the Hydrogen Molecule
| publicación = [[Journal of Chemical Physics]]
| volumen = 1
| número =
| páginas = 825–835
| editorial = [[American Institute of Physics]]
| ubicación =
| fecha = 1933 }}
</ref> 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 cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.
== Teoría del enlace de valencia ==
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