Enlace químico

Un enlace químico es una atracción entre átomos que permite la formación de sustancias químicas que contienen dos o más átomos. El enlace es causada por la fuerza electrostática de atracción entre cargas opuestas, ya sea entre los electrones y los núcleos , o como el resultado de una atracción dipolo. La fuerza de los enlaces químicos varía considerablemente; hay "lazos fuertes", como covalente o enlaces iónicos y "enlaces débiles", como interacciones dipolo-dipolo, la Fuerza de dispersión Londres y enlaces de hidrógeno.

Como las cargas opuestas se atraen a través de una simple fuerza electromagnética , la carga negativa electrones que orbitan el núcleo y los de carga positiva protones en el núcleo se atraen entre sí. También, un electrón colocado entre dos núcleos se sentirán atraídos por los dos. Por lo tanto, la configuración más estable de los núcleos y electrones es una en la que los electrones pasan más tiempo entre los núcleos, que en cualquier otro en el espacio. Estos electrones hacen que los núcleos que se atraen entre sí, y esta atracción resultados en el vínculo. Sin embargo, esta asamblea no puede colapsar a un tamaño dictada por los volúmenes de estas partículas individuales. Debido a la importa la naturaleza ondulatoria de los electrones y su masa más pequeña, que ocupan una cantidad mucho mayor de volumen en comparación con los núcleos, y este volumen ocupado por los electrones mantiene los núcleos atómicos relativamente separados, en comparación con el tamaño de los propios núcleos.

En general, la fuerte unión química se asocia con el intercambio o la transferencia de electrones entre los átomos que participan. Los átomos en moléculas , cristales , metales y gases- diatómico de hecho la mayor parte del entorno físico que rodea nosotros- se mantienen unidos por enlaces químicos, que dictan la la estructura y las propiedades de la materia a granel.

Ejemplos de Enlaces químicos Lewis-estilo del punto entre carbono C, hidrógeno H, y oxígeno O. Depictures puntos de Lewis representan un primer intento de describir la unión química y todavía son ampliamente utilizados en la actualidad.

Panorama de las principales tipos de enlaces químicos

Un enlace químico es una atracción entre átomos. Esta atracción puede ser visto como el resultado de diferentes comportamientos de los electrones más exteriores de los átomos. Aunque todos estos comportamientos se funden en uno al otro sin problemas en diversas situaciones de unión de manera que no hay una línea clara de ser dibujada entre ellos, sin embargo, los comportamientos de los átomos llegan a ser tan cualitativamente diferente como el carácter de la unión cambia cuantitativamente, que sigue siendo útil y habitual diferenciar entre los bonos que causan estas diferentes propiedades de la materia condensada .

En la vista simple de una llamada Bond 'covalente', uno o más electrones (a menudo un par de electrones) se dibujan en el espacio entre los dos núcleos atómicos. Aquí, los electrones cargados negativamente son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en lugar de su propio. Esto supera la repulsión entre los dos núcleos cargados positivamente de los dos átomos, y por lo que este abrumadora atracción sostiene los dos núcleos en una configuración fija de equilibrio, a pesar de que todavía vibrarán en la posición de equilibrio. Por lo tanto, la unión covalente implica el intercambio de electrones en la que los núcleos cargados positivamente de dos o más átomos atraen simultáneamente los electrones cargados negativamente que se comparten entre ellos. Estos bonos existir entre dos átomos identificables particulares, y tener una dirección en el espacio, lo que les permite mostrarse como líneas simples de conexión entre átomos en dibujos o modelan como palos entre las esferas de modelos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son desigualmente compartidos entre dos núcleos. Los enlaces covalentes a menudo resultan en la formación de pequeñas colecciones de átomos mejor conectadas llamadas moléculas , que en los sólidos y líquidos se unen a otras moléculas por fuerzas que son a menudo mucho más débil que los enlaces covalentes que mantienen las moléculas internamente. Tales enlaces intermoleculares débiles dan sustancias moleculares orgánicos, tales como ceras y aceites, su carácter suave a granel, y sus bajos puntos de fusión (en líquidos, las moléculas deben cesar de contacto más estructurada u orientada uno con el otro). Cuando enlaces covalentes enlazan largas cadenas de átomos en las moléculas grandes, sin embargo (como en polímeros tales como nylon), o cuando los enlaces covalentes se extienden en redes aunque sólidos que no están compuestos de moléculas discretas (tales como diamante o de cuarzo o de la minerales de silicato en muchos tipos de rocas), entonces las estructuras que resultan pueden ser a la vez fuerte y resistente, al menos en la dirección orientada correctamente con redes de enlaces covalentes. Además, los puntos de fusión de dichos polímeros y redes covalentes aumentan en gran medida.

En una vista simplificada de una enlace iónico, el electrón unión no se comparte en absoluto, sino que se transfieren. En este tipo de bonos, el exterior orbital atómico de un átomo tiene una vacante que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados potencialmente ocupan un estado de energía más bajo (efectivamente más cerca de la carga nuclear más) de lo que experimentan en un átomo diferente. Por lo tanto, un núcleo ofrece una posición más estrechamente unido a un electrón que lo hace otro núcleo, con el resultado de que un átomo puede transferir un electrón a la otra. Esta transferencia provoca un átomo a asumir una carga neta positiva, y el otro para asumir una carga neta negativa. El enlace entonces resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se convierten en positivos o con carga negativa iones . Los enlaces iónicos pueden ser vistos como ejemplos extremos de polarización en enlaces covalentes. A menudo, este tipo de bonos no tienen una orientación particular, en el espacio, ya que el resultado de la atracción electrostática igual de cada ion para todos los iones que les rodean. Los enlaces iónicos son fuertes (sustancias y, por tanto iónicos requieren altas temperaturas para fundir), pero también frágil, ya que las fuerzas entre los iones son de corto alcance, y no puente fácilmente grietas y fracturas. Este tipo de enlace da un carácter físico charactistic de cristales de sales minerales clásicos, como la sal de mesa.

Un tipo de unión con menos frecuencia mencionado es el enlace metálico. En este tipo de unión, cada átomo en un metal dona uno o más electrones a un "mar" de electrones que residen entre muchos átomos de metal. En este mar, cada electrón es libre (en virtud de su naturaleza de onda) que se asocia con un gran número de átomos a la vez. El enlace resultados porque los átomos de metal se convierten en algo cargado positivamente debido a la pérdida de sus electrones, mientras que los electrones permanecen atraídos a muchos átomos, sin ser parte de cualquier átomo dado. Enlace metálico puede ser visto como un ejemplo extremo de la deslocalización de los electrones más de un gran sistema de enlaces covalentes, en el que cada átomo participa. Este tipo de unión es a menudo muy fuerte (que resulta en la resistencia a la tracción de los metales). Sin embargo, enlaces metálicos son más de carácter colectivo que otros tipos, por lo que permiten que los cristales de metal para deforman más fácilmente, debido a que están compuestos de átomos atraen entre sí, pero no en cualquier forma particularmente orientados. Esto resulta en la maleabilidad de los metales. El mar de electrones en enlaces metálicos provoca que el característicamente buena conductividad eléctrica y térmica de los metales, y también su reflexión "brillante" de la mayoría de las frecuencias de la luz blanca.

Todos los bonos se pueden explicar por la teoría cuántica, pero, en la práctica, las reglas de simplificación permiten a los químicos para predecir la fuerza, la direccionalidad y la polaridad de los bonos. La regla del octeto y TREPEV son dos ejemplos. Teorías más sofisticadas son teoría del enlace de valencia, que incluye hibridación orbital y resonancia, y el combinación lineal de orbitales atómicos método de orbitales moleculares que incluye la teoría del campo ligando. La electrostática se utilizan para describir las polaridades de los bonos y los efectos que tienen sobre las sustancias químicas.

Historia

Las primeras especulaciones sobre la naturaleza del enlace químico, desde tan temprano como el siglo 12, supone que ciertos tipos de especies químicas se les unió un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac Newton famoso esbozó su teoría del enlace atómico, en "31 consultas" de su Óptica, mediante el cual los átomos se unen entre sí por algunos " la fuerza ". En concreto, después de reconocer las diversas teorías populares en boga en la época, de cómo se razonaron átomos de adjuntar a la otra, es decir, "átomos enganchados", "pegados con el descanso", o "pegados por conspirar movimientos", Newton establece que que prefería inferir de su cohesión, que "las partículas se atraen entre sí por algún vigor , que, en contacto inmediato es sumamente fuerte, a pequeñas distancias realiza las operaciones químicas, y no llega muy lejos de las partículas con un efecto sensible. "

En 1819, poco después de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de la combinación química hincapié en el carácter electronegativo y electropositivo de los átomos que se combinan. A mediados del siglo 19, Edward Frankland, FA Kekulé, AS Couper, Alexander Butlerov, y Hermann Kolbe, basándose en la la teoría de los radicales, desarrolló la teoría de la valencia , originalmente llamado "poder de combinación", en el que se unieron compuestos debido a una atracción de los polos positivos y negativos. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de la del par de electrones enlace, en el que dos átomos pueden compartir cinco y cincuenta y nueve electrones, formando así el enlace de electrones sola , una enlace sencillo, un doble enlace, o una triple enlace; en las propias palabras de Lewis, "Un electrón puede formar parte de la cáscara de dos átomos diferentes y no se puede decir que pertenecer a una u otra exclusivamente."

Ese mismo año, Walther Kossel propuso una teoría similar a la de Lewis sólo su modelo supone la cesión total de electrones entre átomos, y era por lo tanto un modelo de enlaces iónicos. Tanto Lewis y Kossel estructuran sus modelos de unión de la de Regla de Abegg (1904).

En 1927, la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, es decir, que produce por un electrón en el ión molecular de hidrógeno, H ₂ ^+, fue derivado por el físico danés Oyvind Burrau. Este trabajo mostró que el enfoque cuántico a los enlaces químicos podría ser fundamental y cuantitativamente correcta, pero los métodos matemáticos utilizados no podría extenderse a las moléculas que contienen más de un electrón. A más práctico, aunque menos cuantitativa, el enfoque se puso adelante en el mismo año por Walter Heitler y Fritz Londres. El método Heitler-Londres es la base de lo que ahora se llama teoría del enlace de valencia. En 1929, la combinación lineal de orbitales atómicos método de orbitales moleculares (LCAO) aproximación fue introducido por Sir John Lennard-Jones, quien también sugirió métodos para derivar las estructuras electrónicas de las moléculas de F ₂ ( flúor ) y _O2 ( oxígeno ) moléculas, a partir de principios básicos cuántica. Este teoría del orbital molecular representado un enlace covalente como un orbital formado por la combinación de la mecánica cuántica Schrödinger orbitales atómicos que se había planteado para los electrones en los átomos individuales. Las ecuaciones de electrones de enlace en los átomos de múltiples electrones no se podían resolver a la perfección matemática (es decir, analíticamente), pero aproximaciones para ellos todavía dieron muchas buenas predicciones cualitativas y resultados. La mayoría de los cálculos cuantitativos en la moderna química cuántica utilizan cualquiera de los enlaces de valencia o teoría de orbitales moleculares como punto de partida, aunque un tercer enfoque, Densidad Teoría funcional, se ha convertido cada vez más popular en los últimos años.

En 1933, James HH y AS Coolidge lleva a cabo un cálculo en la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos cálculo anterior que utiliza funciones sólo de la distancia del electrón del núcleo atómico, funciones que también añaden explícitamente la distancia entre los dos electrones utilizado. Con hasta 13 parámetros ajustables que obtuvieron un resultado muy cerca del resultado experimental de la energía de disociación. Extensiones posteriores han utilizado hasta 54 parámetros y dar un excelente acuerdo con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica de que la teoría cuántica podría dar acuerdo con el experimento. Sin embargo, este enfoque tiene ninguna de las imágenes físicas del enlace de valencia y las teorías de orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.

Teoría del enlace de valencia

En 1927, la teoría de enlace de valencia se formuló y se argumenta que se forma un enlace químico cuando dos electrones de valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajo o función para almacenar dos núcleos juntos, en virtud de los efectos de la reducción de las energías del sistema. Sobre la base de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó en 1931 lo que algunos consideran uno de los papeles más importantes en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". En este trabajo, de desarrollo de las obras de Lewis, y la teoría del enlace de valencia (VB) de Heitler y Londres, y sus propias obras anteriores, Pauling presentó seis reglas para el bono de electrones compartido, el primero de los cuales tres fueron ya conocidos en general:

1. El enlace de pares de electrones se forma a través de la interacción de un electrón no apareado en cada uno de dos átomos.

2. Los espines de los electrones tienen que oponerse.

3. Una vez emparejados, los dos electrones no pueden tomar parte en bonos adicionales.

Sus últimas tres reglas eran nuevas:

4. Los términos de intercambio de electrones para el bono implica sólo una función de onda de cada átomo.

5. Los electrones disponibles en el nivel más bajo de energía forman los lazos más fuertes.

6. De dos orbitales en un átomo, el que puede superponerse a la mayoría con un orbital de otro átomo formará el vínculo más fuerte, y este vínculo tenderán a estar en la dirección de la orbital concentrado.

Sobre la base de este artículo, de Pauling 1939 libro de texto: Sobre la naturaleza del enlace químico se convertiría en lo que algunos han llamado la "Biblia" de la química moderna. Este libro ayudó a los químicos experimentales para comprender el impacto de la teoría cuántica en la química. Sin embargo, la edición más tarde, en 1959 no tuvo en cuenta adecuadamente los problemas que parecían ser mejor comprendida por la teoría de orbitales moleculares. El impacto de la teoría de valencia disminuyó durante los años 1960 y 1970 como la teoría de orbitales moleculares creció en utilidad, ya que se llevó a cabo en grandes informáticos digitales programas. Desde la década de 1980, los problemas más difíciles de la aplicación de la teoría de enlace de valencia en los programas informáticos se han resuelto en gran medida, y la teoría de enlace de valencia ha visto un resurgimiento.

Comparativa de enlace de valencia y teoría de orbitales moleculares

En algunos aspectos, la teoría de enlace de valencia es superior a la teoría de orbitales moleculares. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos electrones, H _2, la teoría de enlace de valencia, incluso en el enfoque más simple Heitler en Londres, da una aproximación mucho más cerca de la energía de enlace, y proporciona una representación mucho más precisa del comportamiento de los electrones como los enlaces químicos se forman y se rompen. En contraste teoría orbital molecular sencilla predice que la molécula de hidrógeno se disocia en una superposición lineal de átomos de hidrógeno y iones de hidrógeno positivos y negativos, un resultado completamente unphysical. Esto explica en parte por qué la curva de la energía total contra la distancia interatómica para el método de enlace de valencia se encuentra debajo de la curva para el método orbital molecular en todas las distancias y más particularmente para grandes distancias. Esta situación surge para todas las moléculas diatómicas homonucleares y es particularmente un problema para F _2, donde la energía mínimo de la curva con la teoría orbital molecular es todavía mayor energía que la energía de dos átomos de F.

Los conceptos de hibridación son tan versátiles, y la variabilidad de la unión en la mayoría de los compuestos orgánicos es tan modesto, que la teoría de enlace de valencia sigue siendo una parte integral del vocabulario de la química orgánica. Sin embargo, el trabajo de Friedrich Hund, Robert Mulliken, y Gerhard Herzberg demostró que la teoría de orbitales moleculares proporciona una descripción más apropiada de la espectroscopia, la ionización y propiedades magnéticas de las moléculas. Las deficiencias de la teoría de enlace de valencia se hicieron evidentes cuando las moléculas hipervalentes (por ejemplo PF ₅₎ se explican sin el uso de orbitales d que eran cruciales para el esquema de hibridación unión propuesto para tales moléculas de Pauling. Los complejos metálicos y compuestos deficientes de electrones (por ejemplo, diborano) también parecía estar bien descrito por la teoría de orbitales moleculares, aunque se han hecho descripciones de enlace de valencia.

En la década de 1930 los dos métodos compitieron fuertemente hasta que se dio cuenta de que ambos son aproximaciones a una teoría mejor. Si tomamos la estructura del enlace de valencia simple y mezclamos en todas las posibles estructuras covalentes e iónicos derivados de un conjunto particular de los orbitales atómicos, se llega a lo que se llama la función de onda interacción configuración completa. Si tomamos la descripción orbital molecular simple del estado fundamental y combinamos esa función con las funciones que describen todos los posibles estados excitados utilizando orbitales desocupados derivados de un mismo conjunto de orbitales atómicos, también llegamos a la función de onda completa interacción de configuraciones. Se puede entonces observar que el enfoque orbital molecular sencilla da demasiado peso a las estructuras iónicas, mientras que el enfoque de enlace de valencia sencilla da demasiado poco. Esto también puede ser descrito como diciendo que el enfoque orbital molecular es demasiado deslocalizada, mientras que el enfoque de enlace de valencia está demasiado localizado.

Los dos enfoques son considerados ahora como complementarios, proporcionando cada uno con sus propias ideas sobre el problema de los enlaces químicos. Cálculos modernos en química cuántica suelen comenzar a partir de (pero en última instancia van mucho más allá) un orbital molecular en lugar de un enfoque de enlace de valencia, no por ninguna superioridad intrínseca en la primera, pero más bien porque el enfoque MO se adapta más fácilmente a los cálculos numéricos. Sin embargo los programas de bonos mejor de valencia ya están disponibles.

Bonos en las fórmulas químicas

El hecho de que los átomos y las moléculas son tridimensionales hace que sea difícil el uso de una sola técnica para indicar orbitales y bonos. En las fórmulas moleculares de los enlaces químicos (orbitales de unión entre los átomos) se indican mediante diversos métodos de acuerdo con el tipo de discusión. A veces, ellos están completamente abandonados. Por ejemplo, en química orgánica químicos a veces se refieren sólo a la grupos funcionales de la molécula. Por lo tanto, la fórmula molecular del etanol puede ser escrito en un papel en conformacional tridimensional, lleno de dos dimensiones (indicando cada bono sin direcciones tridimensionales), comprimido de dos dimensiones (CH ₃ -CH ₂ -OH), separando el grupo funcional de otra parte de la molécula (C ₂ H ₅ OH), o por sus constituyentes atómicos (C ₂ H ₆ O), de acuerdo con lo que se discute. A veces, incluso los electrones de la capa de valencia no enlazantes (con las direcciones aproximadas de dos dimensiones) están marcados, es decir, para el carbono _elemental. ^'C'. Algunos químicos también pueden marcar los respectivos orbitales, es decir, el eteno hipotética ^-4 anión _(\ ^/ C = C _/ ^{\ -4),} indicando la posibilidad de formación de enlace.

Enlaces químicos fuertes

Enlaces químicos fuertes son las fuerzas intramoleculares que sostienen los átomos juntos en moléculas . Un enlace químico fuerte se forma a partir de la transferencia o intercambio de electrones entre los centros atómicos y se basa en la atracción electrostática entre los protones en los núcleos y los electrones de los orbitales. Aunque estos bonos generalmente implican la transferencia de números enteros de electrones (este es el orden de enlace, lo que representa uno transfiere electrones o dos electrones compartidos), algunos sistemas puede tener números intermedios de bonos. Un ejemplo de esto es la molécula orgánica benceno , donde el orden de enlace es 1,5 para cada átomo de carbono, lo que significa que tiene enlaces 1,5 (acciones tres electrones) con cada uno de sus dos vecinos.

Los tipos de enlace fuerte difieren debido a la diferencia de electronegatividad de los elementos constitutivos. Una gran diferencia en electronegatividad conduce al carácter más polar (iónico) en el vínculo.

Enlace covalente

El enlace covalente es un tipo común de unión, en la que la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos es pequeño o inexistente. Bonds dentro de la mayoría de los compuestos orgánicos se describen como covalente. Ver enlaces sigma y enlaces pi para LCAO-descripción de dicha unión.

La enlace covalente polar es un enlace covalente con un carácter iónico significativa. Esto significa que los electrones están más cerca de uno de los átomos que la otra, la creación de un desequilibrio de carga. Se producen como enlace entre dos átomos con electronegatividades moderadamente diferentes, y dan lugar a interacciones dipolo-dipolo. La electronegatividad de estos bonos es de 0,3 a 1,7.

La enlace covalente coordinado es uno donde ambos electrones de enlace son de uno de los átomos involucrados en el enlace. Estos bonos dan lugar a Ácidos y bases de Lewis. Los electrones se comparten más o menos por igual entre los átomos en contraste con enlace iónico. Tal unión se produce en las moléculas tales como la ion amonio _(NH4 ⁺⁾ y se muestran por una flecha que apunta hacia el ácido de Lewis. También conocido como enlace covalente no polar, la electronegatividad de estos bonos comprendido entre 0 y 0,3.

Las moléculas que se forman principalmente de enlaces covalentes no polares son a menudo inmiscible en agua u otros disolventes polares , pero mucho más soluble en disolventes no polares tales como hexano.

Enlace iónico

Enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre los átomos que tienen una diferencia de electronegatividad grande. No hay valor preciso que distingue iónica de enlace covalente, pero una diferencia de electronegatividad de más es probable que sea iónico 1.7, y una diferencia de menos de 1,7 es probable que se covalentes. El enlace iónico conduce a separar positivos y negativos iones . Cargas iónicas son comúnmente entre -3 e para 3 e. Enlace iónico ocurre comúnmente en sales metálicas tales como cloruro de sodio (sal de mesa). Una característica típica de los enlaces iónicos es que las especies forman en cristales iónicos, en los que no está emparejado de iones específicamente con cualquier otro ión único, en un enlace direccional específica. Más bien, cada especie de ion está rodeado por iones de carga opuesta, y la separación entre éste y cada uno de los iones de carga opuesta cerca de ella, es la misma para todos los átomos circundantes del mismo tipo. Es por lo tanto ya no es posible asociar un ion con cualquier otro átomo ionizado simple específico cerca de él. Esta es una situación que a diferencia de en los cristales covalentes, en donde los enlaces covalentes entre los átomos específicos son todavía perceptible a partir de las distancias más cortas entre ellos, como se mide por las técnicas tales como Difracción de rayos X.

Cristales iónicos pueden contener una mezcla de especies covalentes e iónicos, como por ejemplo sales de ácidos complejos, tales como cianuro de sodio, NaCN. Muchos minerales son de este tipo. Diffration de rayos X muestra que en NaCN, por ejemplo, los enlaces entre el sodio cationes (Na ⁺⁾ y el cianuro de aniones (CN ^-) son iónicos, sin iones de sodio asociado con cualquier cianuro particular. Sin embargo, los enlaces entre C y N en átomos de cianuro son del tipo covalente, por lo que cada uno de los de carbono y nitrógeno asociada con sólo uno de su tipo opuesto, a la que es físicamente mucho más cerca de lo que es a otros carbonos o átomos de nitrógeno en una cristal de cianuro de sodio.

Cuando estos cristales se funden en líquidos, los enlaces iónicos se rompen primero porque son no direccional y permiten que las especies cargadas se muevan libremente. Del mismo modo, cuando dichas sales se disuelven en agua, los enlaces iónicos se rompen típicamente por la interacción con el agua, pero los enlaces covalentes continúan manteniendo. Por ejemplo, en solución, los iones cianuro, todavía unidos como individuales NC ^- iones, moverse independientemente a través de la solución, al igual que los iones de sodio, como Na ^+. En el agua, los iones cargados se separan porque cada uno de ellos están más fuertemente atraído a un número de moléculas de agua, que entre sí. La atracción entre los iones y moléculas de agua en dichas soluciones se debe a un tipo de débil dipolo-dipolo enlace de tipo químico. En los compuestos iónicos fundidos, los iones continúan siendo atraídos el uno al otro, pero no de cualquier manera ordenada o cristalino.

Bonos de uno y tres electrones

Unión de un electrón en el catión dihidrógeno.

Bonds con uno o tres electrones se pueden encontrar en especies de radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un bono 1-electrón se encuentra en el catión dihidrógeno, H ₂ ^+. Bonos de un electrón a menudo tienen aproximadamente la mitad la energía de enlace de un bono de 2 electrones, y por lo tanto son llamados "bonos de medio". Sin embargo, hay excepciones: en el caso de dilithium, el enlace es en realidad más fuerte para el 1-electrón Li ⁺ ₂ que para el 2 electrones Li _2. Esta excepción puede explicarse en términos de hibridación y del centro de la concha efectos.

La comparación de la estructura electrónica de la unión de tres de electrones al enlace covalente convencional.

El ejemplo más simple de la unión de tres de electrones se puede encontrar en el catión dímero helio, Él ⁺ _2, y también puede ser considerado como un "medio de bonos", porque, en términos de orbitales moleculares, la tercera electrón está en un orbital anti-unión que cancela medio de la unión formada por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula que contiene un enlace 3 de electrones, además de dos enlaces de 2 electrones, es óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O ₂ también puede ser considerado como que tiene dos enlaces 3 de electrones y un enlace de 2 electrones, lo que explica su paramagnetismo y su orden de enlace formal de 2. El dióxido de cloro y sus análogos más pesados dióxido de bromo y dióxido de yodo también tiene bonos de tres electrones.

Las moléculas con enlaces número impar de electrones suelen ser muy reactivo. Estos tipos de bonos sólo son estables entre átomos con electronegatividades similares.

Bonos Bent

Bonos Bent, también conocidos como bonos de plátano, son bonos en tensas o de otra manera estéricamente impedido moléculas cuyos orbitales de unión se ven obligados a una forma de plátano similares. Bent bonos suelen ser más susceptibles a las reacciones que los bonos ordinarios.

3c-2e y bonos 3c-4e

En de tres centros enlaces de dos electrones ("3c-2e") tres átomos comparten dos electrones en la unión. Este tipo de unión se produce en los compuestos deficientes de electrones como diborano. Cada uno de tales Bond (2 por molécula en diborano) contiene un par de electrones que conectan los átomos de boro entre sí en una forma de plátano, con un protón (núcleo de un átomo de hidrógeno) en el centro de la unión, compartiendo electrones con tanto de boro átomos.

Tres centros de bonos de cuatro electrones ("3c-4e") también existir que explican la vinculación en moléculas hipervalentes. En cierto compuestos de racimo, los llamados cuatro centros de enlaces de dos electrones también se han postulado.

En ciertos sistemas (pi) π conjugado, tales como benceno y otra compuestos aromáticos (ver más abajo), y en los sólidos de red conjugados tales como grafito, los electrones en el sistema conjugado de π-bonos se extiende sobre la mayor cantidad de centros nucleares que existen en la molécula, o la red.

Bonos Aromático

En química orgánica , ciertas configuraciones de electrones y orbitales inferir estabilidad adicional a una molécula. Esto ocurre cuando orbitales π se superponen y se combinan con otros en diferentes centros atómicos, formando un enlace de largo alcance. Para una molécula que se aromático, debe obedecer La regla de Hückel, donde el número de electrones π se ajusta a la fórmula 4n + 2, donde n es un número entero. Los enlaces que participan en la aromaticidad son todos planar.

En el benceno , el compuesto aromático prototípico, 18 (n = 4) electrones de enlace se unen 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo planar. El vínculo "orden" (número promedio de los bonos) entre los diferentes átomos de carbono puede decirse que es (18/6) /2=1.5, pero en este caso los bonos son todos idénticos desde el punto de vista químico. Ellos a veces pueden ser escritos como enlaces sencillos alternados con dobles enlaces, pero la vista de todos los bonos de anillo como equivalente a unos 1,5 bonos en la fuerza, es mucho más cercano a la verdad.

En el caso de aromáticos heterocíclicos sustituidos y bencenos , las diferencias de electronegatividad entre diferentes partes del anillo pueden dominar el comportamiento químico de los bonos de anillos aromáticos, que de otro modo son equivalentes.

Enlace metálico

En un enlace metálico, electrones de enlace están deslocalizados sobre un entramado de átomos. Por el contrario, en los compuestos iónicos, las ubicaciones de los electrones de unión y sus cargas son estáticas. La libertad de movimiento o deslocalización de electrones de enlace conduce a propiedades metálicas clásicos como brillo (superficie de reflectividad de luz), eléctricos y conductividad térmica, ductilidad y alta resistencia a la tracción.

Unión intermolecular

Hay cuatro tipos básicos de bonos que se pueden formar entre dos o más (de lo contrario no asociados) moléculas, iones o átomos. Las fuerzas intermoleculares causan moléculas para ser atraídos o repelidos por la otra. A menudo, estos definen algunas de las características físicas (tales como el punto de fusión ) de una sustancia.

• Una gran diferencia en electronegatividad entre dos átomos enlazados causará una separación permanente de carga, o dipolo, en una molécula o ion. Dos o más moléculas o iones con dipolos permanentes pueden interactuar dentro de interacciones dipolo-dipolo. Los electrones de enlace en una molécula o ion, en promedio, estar más cerca al átomo más electronegativo más frecuentemente que el menos uno electronegativo, dando lugar a cargas parciales en cada átomo, y causando fuerzas electrostáticas entre moléculas o iones.

• La enlace de hidrógeno es efectivamente un fuerte ejemplo de una interacción entre dos dipolos permanentes. La gran diferencia en electronegatividad entre hidrógeno y cualquiera de flúor , de nitrógeno y de oxígeno , junto con sus pares solitarios de electrones causar fuertes fuerzas electrostáticas entre las moléculas. Los enlaces de hidrógeno son responsables de los puntos altos de ebullición de agua y amoniaco con respecto a sus análogos más pesados.

• La Fuerza de dispersión de Londres se presenta debido a los dipolos instantáneos en los átomos vecinos. A medida que la carga negativa del electrón no es uniforme alrededor de todo el átomo, siempre hay un desequilibrio de la carga. Esta pequeña carga induce un dipolo correspondiente en una molécula cercana; causando una atracción entre los dos. El electrón se desplaza a otra parte de la nube de electrones y la atracción está roto.

• La interacción catión-pi se produce entre una enlace pi y un catión.

Resumen: los electrones en los enlaces químicos

En el (irreal) límite de "puro" enlace iónico, los electrones están perfectamente localizado en una de las dos átomos en el enlace. Estos bonos pueden ser entendidas por la física clásica. Las fuerzas entre los átomos se caracterizan por potenciales electrostáticos continuo isótropo. Su magnitud es sencilla en proporción a la diferencia de carga.

Los enlaces covalentes se entienden mejor por teoría del enlace de valencia o teoría de orbitales moleculares. Las propiedades de los átomos involucrados pueden ser entendidos usando conceptos tales como número de oxidación. La densidad de electrones en un enlace no está asignado a los átomos individuales, sino que se deslocalizada entre los átomos. En la teoría de enlace de valencia, los dos electrones en los dos átomos se acoplan entre sí con la fuerza de unión en función de la coincidencia entre ellos. En la teoría de orbitales moleculares, la combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO) ayuda a describir las estructuras orbitales moleculares deslocalizados y energías basadas en los orbitales atómicos de los átomos de los que proceden. A diferencia de los enlaces iónicos puros, enlaces covalentes pueden haber dirigido propiedades anisótropas.Estos pueden tener sus propios nombres, tales comobonos y sigma enlace pi.

En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y covalente, dependiendo de la relación de electronegatividad de los átomos involucrados. Este tipo de bonos a veces se llama covalente polar.