Enlace químico
Fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico.
Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
Tipos de enlace químico
Las sustancias químicas están formadas por átomos iguales o diferentes que se unen entre sí mediante un enlace químico. Se clasifica el enlace en tres tipos principales:
– Enlace covalente, entre elementos electronegativos, es decir los situados en la parte superior derecha del SP, mitad superior del bloque p cuando se divide por una línea imaginaria desde el B hasta el At.
– Enlace iónico, entre dos elementos de diferente electronegatividad, uno electronegativo, no metálico y el otro electropositivo o metálico. La mayoría del SP está constituido por metales (parte inferior del SP desde la mencionada línea hacia abajo).
– Enlace metálico, el establecido en un metal o aleación, es decir entre dos elementos electropositivos.
Existen otros enlaces más débiles, que se manifiestan principalmente en fases condensadas de moléculas pequeñas o en los gases nobles. Estos son el enlace de hidrógeno y las fuerzas de van der Waals.
Regla del octeto
Lewis encontró una gran cantidad de moléculas que cumplía esta regla, formulada así: Cada átomo en una molécula comparte electrones con otros átomos hasta que su capa de valencia adquiere ocho electrones o cuatro pares. Esto equivale a lograr una capa cerrada de configuración de gas noble por ocupación de los subniveles s y p.
Con esta regla es posible establecer un primer esquema para la estructura de Lewis de una determinada molécula, siguiendo determinados pasos, a saber:
1.- Hacer un esquema razonable del esqueleto que va a constituir la estructura de la molécula, procurando que la disposición sea lo más simétrica posible, especialmente cuando hay más de un elemento central (P2O74-). La simetría es una tendencia natural, si no se presentan otras restricciones.
2.- Contar el número de electrones que deben ser incluidos en la estructura, sumando los electrones de valencia de los átomos que intervienen. Si se trata de un anión, se añadirán tantos electrones como cargas negativas tenga el anión. Asimismo, para un catión se restarán las cargas positivas presentes.
3.- Distribución de los electrones en pares de modo que se utilice un par por cada dos elementos. El resto de los pares se disponen como pares libres sobre los átomos empezando por los periféricos primero, o formando enlaces adicionales en forma de dobles enlaces. Con todo esto se procurará que todos los átomos consigan el octeto. Si el átomo central es del segundo periodo debe procurarse que, al establecer dobles o triples enlaces, no se viole la regla del octeto. Si el elemento central pertenece al tercer periodo o sucesivos, al poseer orbitales d, se puede violar la regla del octeto en el sentido de permitir su expansión.
Orbitales moleculares
La distribución de probabilidades puede representarse matemáticamente mediante funciones de onda que reciben el nombre de orbitales y que pueden ser descritas gráficamente como figuras fuera de cuyo contorno la probabilidad de encontrar un electrón es mínima. Hay orbitales de forma esférica (tipo s), como en el caso del único electrón del átomo de hidrógeno, el más sencillo; orbitales de forma toroidal o de ocho (tipo p), que, a diferencia de los orbitales s, son múltiples y orientables en el espacio según los tres ejes cartesianos, y orbitales aún más complejos (tipo d y tipo f). Puede suceder también que los orbitales de tipo s y p interactúen dando lugar a la formación de los denominados orbitales híbridos. En un orbital puede haber un máximo de dos electrones, en cuyo caso su espín es de signo opuesto.
La energía del orbital viene determinada por la energía de los electrones que lo ocupan. Los orbitales moleculares están formados por orbitales atómicos y son estructuras de una gran complejidad. Sólo los orbitales atómicos que reúnen determinadas características —por ejemplo, valor energético casi idéntico, mismas propiedades de simetría, máxima superposición posible— pueden participar en la formación de un orbital molecular.
Resonancia
Es el sistema de enlace entre los átomos de una molécula que, debido a la compleja distribución de sus electrones, obtiene una mayor estabilidad que con un enlace simple. Esta distribución de electrones no fluctúa, en contra de lo que su nombre hace pensar. Numerosos compuestos orgánicos presentan resonancia, como en el caso de los compuestos aromáticos.
Teoría de los orbitales moleculares
El modelo de Lewis supone que el enlace se forma por compartición de pares de electrones entre dos átomos de una molécula. Es decir, se trata de enlaces localizados exclusivamente entre los átomos enlazados.
La Teoría de los Orbitales Moleculares (TOM), supone que los electrones se encuentran deslocalizados alrededor de todos los núcleos que forman el esqueleto de la molécula y cohesionan a todos estos núcleos. Se utiliza, para construir estos orbitales moleculares OM, el método CLOA o Combinación Lineal de Orbitales Atómicos. Se supone que las funciones de onda moleculares o OM, pueden escribirse como combinaciones lineales de OA integrantes de esa molécula.
También se suele suponer que en estas combinaciones sólo intervienen los OA de las capas de valencia de los distintos átomos. Los OA de capas inferiores a la de valencia muestran un solapamiento lo suficientemente pequeño como para prescindir de ellos. Cuanto menor sea la diferencia de energía de los OA que se solapan, más estable es el OM enlazante y más inestable o alto en energía el antienlazante. Se obtienen tantos OM como AO que se combinan.