1. Enlaces químicos
Leidy chourio
C.I: 24.459.222

2. Enlaces químicos
Un enlace químico es el proceso químico responsable de las
interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que
confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos
y poli atómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es
un área compleja que está descrita por las leyes de la
química cuántica.
Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse
en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas que son
menos rigurosas, pero más sencillas en su propia
descripción del enlace químico (ver valencia). En general,
el enlace químico fuerte está asociado con la compartición
o transferencia de electrones entre los átomos
participantes.

3. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor
parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por
enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y
químicas de la materia.
Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen,
porque, al estar unidas, adquieren una situación más
estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados.
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el
número de electrones que poseen los átomos en su último
nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los
gases nobles ya 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.

4. Teorías sobre el enlace químico
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.

5. 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 un 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 ((iones))
de carga positiva o negativa.

6. 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, direccionalidad y 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.
Existen teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace
de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la
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.

7. 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

8. 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.

9. 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.
Teoría 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.

10. 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 a
los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un
núcleo o con otro y entonces pasarán igual tiempo entre los
núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no
contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.
Comparación de las teorías del enlace de valencia y de
los orbitales moleculares
En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es
superior a la teoría de orbitales moleculares.

11. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos electrones,
H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más
simple de la aproximación de Heitler-London, produce una
aproximación más cercana a la energía de enlace, y provee
una representación más exacta del comportamiento de los
electrones al formarse y romperse los enlaces químicos. En
contraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice
que la molécula de hidrógeno se disocia en una
superposición lineal de átomos de hidrógeno, y iones
positivos y negativos de hidrógeno, un resultado
completamente contrario a la evidencia física. Esto explica
en parte por qué la curva de energía total versus la distancia
interatómica del método de orbitales de valencia yace por
encima de la curva del método de orbitales moleculares a
todas las distancias y, más particularmente, para distancias
mucho más grandes.

12. Esta situación surge para todas las moléculas diatómicas
homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para
el que la energía mínima de la curva con la teoría de orbitales
moleculares es aún mayor en energía que la energía de los dos
átomos de flúor no enlazados.
Los conceptos de hibridación son versátiles, y la variabilidad en
el enlace en muchos compuestos orgánicos es tan modesta que la
teoría del enlace permanece como una parte integral del
vocabulario del químico orgánico. Sin embargo, el trabajo de
Friedrich Hund, Robert Mulliken, y Gerhard Herzberg mostró
que la teoría de orbitales moleculares provee una descripción
más apropiada de las propiedades espectroscópicas, magnéticas
y de ionización de 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 enlace basado en
hibridación, propuesto para tales moléculas por Pauling.

13. Los complejos metálicos y compuestos deficientes en
electrones(como el diborano) también resultaron ser mejor
descritos por la teoría de orbitales moleculares, 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 e iónicas posibles que surgen de un
juego particular de orbitales atómicos, se llega a lo que se
llama la función de onda de interacción de configuración
completa. Si se toma la descripción de orbital molecular
simple del estado fundamental y se combina dicha función
con las funciones que describen todos los estados excitados
posibles usando los orbitales no ocupados que surgen del
mismo juego de orbitales atómicos, también se llega a la
función de onda de interacción de configuración completa.

14. Puede verse que la aproximación de orbital molecular
simple da demasiado peso a las estructuras iónicas,
mientras que la aproximación de enlace de valencia simple
le da demasiado poco. Esto puede ser descrito diciendo que
la aproximación de orbitales moleculares simple es
demasiado des localizada, mientras que la aproximación de
enlaces de valencia es demasiado localizado.
Estas dos aproximaciones son ahora observadas como
complementarias, cada una proveyendo sus propias
perspectivas en el problema del enlace químico. Los
cálculos modernos en química cuántica generalmente
empiezan a partir de (pero finalmente van más allá) un
orbital molecular en vez de una aproximación de enlace de
valencia, no por algún tipo de superioridad intrínseca de la
primera, sino porque la aproximación de orbitales
moleculares es mucho más rápidamente adaptable a
computación numérica. Sin embargo, ahora hay mejores
programas de enlace de valencia disponibles.

15. Enlaces en formulas quimicas
La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el
uso de una sola técnica para indicar los orbitales y enlaces. En la
fórmula molecular, los enlaces químicos (orbitales enlazantes)
entre átomos están indicados por varios métodos diferentes de
acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian
completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula
molecular del etanol (un compuesto en bebidas alcohólicas)
puede ser escrito en papel como isómeros conformacionales,
tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada
enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional
comprimida (CH3–CH2–OH), separando el grupo funcional del
resto 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 direcciones aproximadas bidimensionalmente,
estructura de Lewis). Algunos químicos pueden también
representar los orbitales respectivos.