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Algunos químicos creían que los átomos eran esferas rígidas, con el tiempo fue posible admitir que cada átomo tuviera algo parecido a uno o más ganchos o corchetes que le permitieran unirse a otros átomos para formar moléculas. Al aceptarse el modelo atómico de núcleo provisto de corteza electrónica, se extendió la idea de que los electrones son los intermediarios en el enlace químico.
Algunas ideas iniciales
Al parecer fue el alemán Richard Abegg (1869-1910) el primer investigador que llamó la atención sobre el hecho de que la valencia química debía estar relacionada con lo que actualmente se denomina configuración electrónica. Según Abegg, un elemento puede variar únicamente en ocho unidades su valencia, pero Abegg murió en un accidente de globo y no vivió para ver como fueron desarrolladas sus ideas por una serie de químicos como Kossel y Lewis. Las ideas de Abegg son de 1904; en 1916 su compatriota Albrecht Kossel (1853-1921) introdujo el concepto de la electrovalencia por transferencia de electrones de un átomo a otro para formar iones con estructura de gas noble. En este mismo año, 1916, el norteamericano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) estableció la teoría del enlace químico por compartición de pares de electrones. Lewis no ideó el concepto de enlace covalente, que fue descrito por el también norteamericano Irving Langmuir (1881-1957), al introducir dicho término para describir el enlace o unión por los electrones apareados o compartidos, 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; pronto se aplicó en la química orgánica, reemplazando las líneas de las fórmulas de Kekulé por un par de electrones compartidos. Posteriormente el inglés Nevil Vincent Sidgwick (1873-1952) 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.
Aportación cuántica
La idea de estos químicos, muy simples y cualitativas, fueron desarrolladas antes del advenimiento de la mecánica cuántica. En 1927, un año después de la publicación de la ecuación de Schrödinger, se aplicó ésta a los electrones implicados en la formación de enlaces covalentes para buscar las estructuras electrónicas de energía mínima. Como la ecuación de Schrödinger no puede resolverse exactamente para sistemas de más de un electrón, surgieron 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. Londón en 1927 sirvió para que calcularon la fuerza del enlace en la molécula del hidrógeno. Posteriormente Linus Pauling y J. C. Slater extendieron sus ideas hasta elaborar la teoría general del enlace químico conocida como teoría del enlace de valencia o teoría HLSP, en honor de Heitler, London, Slater y Pauling. En 1928 apareció el método de orbitales moleculares 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.
Por otro lado, el descubrimiento de la difracción de rayos X por los cristales por el alemán Laue en 1912 y el subsiguiente desarrollo de la determinación de estructuras cristalinas por la familia Braag, condujo a una teoría muy satisfactoria del enlace en compuestos ionicos o electrovalentes, en base a interacciones electrostáticas entre iones cargados. En 1918 Max Born y Alfred Landé dedujeron una expresión para calcular teóricamente las energías de red en la formación de los compuestos iónicos, y al año siguiente Born y Fritz Haber propusieron el ciclo que lleva el nombre de ambos para calcular energías de red o, alternativamente, electroafinidades.
Los trabajos de Peter Debye (1884-1966) sobre momentos dipolares y la teoría de la resonancia de Linus Pauling han contribuido, junto a otras aportaciones menos relevantes de otros científicos, a establecer la existencia de enlaces intermedios y a aclarar su naturaleza.
Un enlace peculiar: 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 a principios de siglo y recibió el nombre de teoría del electrón libre o del mar de electrones. Posteriormente con la aplicación de la mecánica estadística, el modelo fue adquiriendo complejidad matemática, aplicándose la estadística de distribución de Fermi-Dirac a los electrones por primera vez en 1928 por Sommerfeld. 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 Kronig 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 solidas, clasificándolas en conductoras, semiconductoras y aislantes, lo cual fue de vital importancia para el conocimiento, fabricación y utilización de los sistemas semiconductores en la industria de la electrónica.
Enlace químico
La teoría del enlace químico explica el origen de los enlaces entre dos o más átomos y permite calcular las energías involucradas en la formación de esos enlaces. Para simplificar, puedes reconocer que hay básicamente tres modelos de enlace: iónico, covalente y metálico. Los enlaces formados entre dos elementos cualesquiera, ocurren entre electrones, específicamente entre electrones que se encuentran en la última capa de cada elemento. Dichos electrones reciben el nombre de electrones de valencia. Para ilustrar un elemento con sus electrones de valencia, se utiliza una estructura llamada estructura de Lewis, que indica precisamente sólo los electrones de la última capa del átomo. Por ejemplo: La estructura de Lewis para el H es: estructura de Lewis para el H, lo que indica que tiene sólo un electrón. La estructura de Lewis para C, el cual tiene un z=6, y, por tanto, cuatro electrones en su última capa, es: cuatro electrones en su última capa
El enlace químico es el resultado de las interacciones atractivas entre los núcleos atómicos y los electrones, que superan energéticamente a las interacciones de repulsión de los electrones entre sí y también entre los núcleos.
El modelo más simple es el enlace iónico. Para que un enlace sea iónico debe existir una apreciable diferencia de electronegatividad, de modo que uno de los átomos atraiga con más fuerza un electrón y ambos quedan cargados. De este modo, este modelo de enlace supone que ambos iones se comportan como cargas puntuales e interaccionan de acuerdo a la ley de Coulomb.
Este tipo de enlaces es típico de moléculas formadas por un elemento del grupo 7A (halógenos) y un elemento del grupo 1A (alcalinos). Los halógenos son muy electronegativos porque les falta sólo un electrón para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración electrónica de un gas noble. Esto hace que atraigan un electrón del elemento alcalino. Los alcalinos tienen un electrón en la última capa, y lo liberan fácilmente para cumplir con la regla del octeto. Ambos elementos quedan cargados: el halógeno negativo y el alcalino, positivo:
Esquema de formación de un enlace iónico http://www.educarchile.cl/UserFiles/P0001/Image/CR_FichasTematicas/ciencias/quimica/enlace4.jpg
Figura 1: Esquema de formación de un enlace iónico
El enlace iónico involucra la formación de un sólido cristalino ordenado, en el que se distribuyen espacialmente los cationes y los aniones siguiendo un patrón similar al de un papel mural, pero dispuestos de manera tridimensional.
Enlace iónico
Figura 2: Sólido cristalino ordenado producto del enlace iónico
En un compuesto iónico hay un completo balance de la carga eléctrica. Así por ejemplo, si se dispone de iones aluminio (III) (Al+3) y óxido (O-2), la condición de electroneutralidad se puede expresar de este modo: si en un cristal de óxido de aluminio hay iones Al3+ y iones O2-, entonces para que exista neutralidad deberán existir dos iones Al3+ y tres iones O2- en el compuesto sólido Al2O3.
http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=139509
http://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/web_enlaces_quimicos/antecedentes.htm
http://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/web_enlaces_quimicos/tipos_de_enlaces.htm