Los enlaces químicos son las fuerzas de
atracción que existen entre los átomos y los iones, los cuales ayudan a que
estos se mantengan unidos y a que formen así moléculas. Los tipos de enlaces
que están en una sustancia influenciarán en sus propiedades físicas y químicas.
Estos enlaces también son responsables de la atracción que ejerza una sustancia
sobre otras. Cuando los científicos se interesaron por profundizar en sus
conocimientos acerca de las sustancias químicas también sintieron la necesidad
de conocer como era que están se constituían. Ellos notaron que algunas
especies químicas estaban unidas entre sí por algún tipo de afinidad química.
Algunos de ellos fueron:
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| Isaac Newton |
Isaac Newton fue
uno de los tantos que intentó dar explicación a esto, para lo cual realizó una
teoría de enlace químico donde decía que los átomos se unen a otros por alguna
“fuerza”, en esa época era una teoría bastante popular, se sabía que era por
una fuerza, aunque no se daba explicación de porque existía, Newton no logró dar
respuesta a ello pero ofreció nuevos puntos de vista, profundizando y
analizando más en el tema, diciendo: “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”. Durante el siglo XIX, Edward Frankland, Hermann
Kolbe, y otros científicos ampliaron la teoría de radicales logrando
desarrollar la teoría de valencia la cual decía que la fuerza de atracción se
debía a la atracción que había entre los polos positivos y negativos.
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| Gilbert N. Lewis |
En el año de 1916, el célebre químico Gilbert N. Lewis
desarrolló el concepto en el que explica cómo dos átomos pueden compartir uno y seis electrones,
formando el denominado enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble
o enlace triple, denominando al concepto como concepto de enlace de par de
electrones. En este mismo año se lanzo otra teoría similar a la de Lewis,
ideada por Walther Kossel, pero su
modelo difería del de Lewis en que asumía una transferencia completa de
electrones entre átomos por lo que era un modelo de enlace iónico. Estos dos
trabajos utilizaron la regla de Abegg.
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| Oyvind Burrau |
Once años después, el físico holandés Oyvind Burrau realizó
un trabajo en que mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos
podrían ser correctas, pero que los métodos matemáticos usados no podían
extenderse a moléculas que tuvieran más de un electrón. Una aproximación más
práctica fue publicada por Walter Heitler y Fritz London, en donde se
denominaba ahora teoría del enlace de valencia. 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. 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.
Los enlaces
químicos son fuerzas intermoleculares que se mantiene unidos a los átomos
en
las moléculas. En una visión simple, el número de electros que participan en un
enlace suele ser un número par de dos, de cuatro o de seis (sucesivamente), esto
se debe a que las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los
electrones están separados.
Encontramos los
enlaces covalentes, que pueden ser simples ya que se comparte un solo par de
electrones, pueden ser dobles cuando se comparten dos pares de electrones,
triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten
cuatro tipos de electrones. Los enlaces covalentes no polares se forman entre
átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces
covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de
electronegatividades y molécula es eléctricamente neutra, pero no existe
simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se
caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.Seccion de Preguntas:
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