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Enlace químico

Un enlace químico es la unión entre dos o más átomos para formar una entidad de orden superior, como una molécula o una estructura cristalina. Para formar un enlace dos reglas deben ser cumplidas regla del dueto y la regla del octeto.

Tabla de contenidos

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* 1 Historia

* 2 Teorías de enlace

* 3 Tipos de enlace

o 3.1 Enlace iónico

o 3.2 Enlace covalente

o 3.3 Enlace de coordinación

o 3.4 Enlace metálico

o 3.5 Enlace de hidrógeno

o 3.6 Enlace Van der Waals

* 4 Véase también

* 5 Enlaces externos

Historia

Los primeros planteamientos sobre la naturaleza de los enlaces químicos surgierón a principios del siglo XII, y suponían que ciertos tipos de especies químicas eran vinculados por ciertos tipos de afinidades químicas.

A mediados del siglo XIX Edward Frankland, Friedrich Kekulé, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, desarrollaron teorías de radicales, de valencias llamada en una principio “poder de combinar” en la cual los compuestos se atraían gracias a la atracción de polos positivos y negativos.

En 1916, el químico Gilbert Lewis desarrolló la idea de la unión por par de electrones. Walter Heitler y Fritz London fueron los autores de la primera explicación mecánica cuántica de la conexión química, especialmente la del hidrógeno molecular, en 1927, utilizando la teoría de conexiones de Valencia. En 1930, la primera descripción matemática cuántica del enlace químico simple se desarrolló en la tesis de doctorado de Edward Teller.

En 1931, el químico Linus Pauling publicó lo que a veces se considera como el texto más importante de la historia de la química: "The Nature of the Chemical Bond".

Teorías de enlace

Es importante indicar que el enlace químico es una situación de equilibrio, donde las fuerzas de atracción entre los átomos son contrarrestadas por fuerzas equivalentes y de sentido contrario (fuerzas de repulsión). El punto de equilibrio suele ser caracterizado por el radio de enlace y la energía de enlace. La explicación de las fuerzas involucradas en un enlace químico son descritas por las leyes de la electrodinámica cuántica. Sin embargo al ser un problema de muchos cuerpos se recurre con frecuencia a teorías simplificadas. Esta teorías dan una idea más o menos buena de la situación real. Entre las más recurridas están:

* Enlace de valencia: teoría sencilla que se completa con la regla del octeto. Según esta teoría, cada átomo se rodea de 8 electrones, algunos compartidos en forma de enlaces y otros propios en forma de pares solitarios. No puede describir adecuadamente a los átomos con orbitales d activos, como los metales de transición, pero la teoría es muy sencilla y describe adecuadamente un gran número de compuestos.

* Mecánica cuántica: Esta teoría es mucho más compleja que la anterior. Da respuesta a muchos fenómenos que escapan al enlace de valencia. En la mecánica cuántica, los enlaces de valencia no tienen un papel destacado (sólo se tienen en cuenta las posiciones nucleares y las distribuciones electrónicas), pero los químicos los representan para que las estructuras les sean más familiares. Los orbitales moleculares pueden clasificarse como enlazantes y antienlazantes.

* Interacción electrostática: Útil para cristales de carácter marcadamente ioníceso. Predice la unión entre grupos de átomos, de forma no-direccional.

Tipos de enlace

El enlace entre dos átomos nunca se corresponde exactamente con una de las siguientes categorías. Sin embargo, son útiles para clasificar muchas de las propiedades y reactividad química de una gran variedad de compuestos.

Enlace iónico

Enlace iónico de la Halita

Enlace iónico de la Halita

Es la unión que se produce entre dos átomos de electronegatividades distintas, con una diferencia igual o mayor a 1,7, en este tipo de enlace ocurre una transferencia de uno o más electrones del átomo menos electronegativo hacia el más electronegativo. Por ende el átomo que cedió electrones queda con carga positiva y el que capto electrones queda con carga negativa.

El enlace iónico se presenta generalmente entre los átomos de los grupos:

* I A - VI A

* I A - VII A

* II A - VI A

* II A - VII A

Mira tienes que buscar las caracteristicas de los tres tipos principales de enlace que son ionico, covalente y metalico, es importante que revises las fuerzas intermoleculares que hay en estos

Los enlaces quimicos o uniones quimicas se clasifican en ionicas, covalentes, y metalicas. A su vez las covalentes pueden ser polares y no polares y en las tres intervendra la electronegatividad que determinara la tendencia que tienen los atomos a ceder electrones y a su valor numerico, siempre hablando de valor absoluto.

Espero te sirva.

Suerte!

La forma más estable de un átomo es tener la capa exterior de electrones completa. Es así como al Helio, Neón, Argón, Xenón, Radón, al tener esta capa completa se les llama 'gases nobles' por no formar compuestos (sales).

En caso de tener 1 o 2 o 3 electrones de más, la manera razonable de combinarse es entregándoselos a un metal (que le faltan algunos para completar su capa externa).

La valencia de un átomo está dada por esta característica: Al Sodio, Potasio, Cesio... les falta un electrón, por el que tienen gran avidez: valencia +1, muy reactivos.

Al Fluor, Cloro... les sobra uno, valencia -1, también muy activos. El hidrógeno (que le da lo mismo perder su electrón o recibir uno, en ambos casos queda completo), es muy activo, y su papel de no-metal en el primer caso o de metal en el 2°, depende del elemento que lo esté solicitando.

Estas son combinaciones fuertes, polares en que está MUY claro cuál es el ácido y cuál el metal. Esta polaridad se va desvaneciendo lentamente hasta llegar a las uniones apolares (o covalentes), en que el ejemplo típico es el oxígeno, nitrógeno y en general los gases: comparten electrones para completar entre 2 átomos las capas exteriores de ambos (O2, N2, Cl2, etc). Esto se da mucho en química orgánica, en que se unen átomos de Carbono a otros átomos de carbono, produciéndose una débil carga a través de los radicales a los que estén unidos.

Además, puede haber diferentes valencias para el mismo elemento: existen sub-capas de los electrones que permiten formar compuestos de relativa estabilidad en ellas.

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