El documento describe diferentes teorías sobre los enlaces químicos, incluyendo enlaces covalentes, iónicos y de orbitales moleculares. Explica que los enlaces químicos involucran la atracción entre núcleos atómicos positivamente cargados y electrones negativamente cargados compartidos o transferidos entre átomos, lo que confiere estabilidad a las moléculas. También resume brevemente la historia del concepto de enlace químico y diferentes modelos teóricos propuestos a lo largo del tiempo.

1. Republica Bolivariana de Venezuela
Ministerio del Poder Popular Para la Educación
I.U.P “Santiago Mariño”
Escuela 42 D
Química
Alumno: Albert Marquez
Profesora: María Gabriela C.I 25205174
Palma

2. Enlaces Químicos
Es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y
moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y
poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está
descrita por las leyes de la química cuántica.
Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en
descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia
descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la
compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las
moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos
rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas
de la materia.
Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar
unidas, adquieren una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban
separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones
que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de
los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados
negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración
más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte
del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los
núcleos se atraigan mutuamente.

3. Teorías sobre el enlace químico
En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones
(frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos
núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las
cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a
la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y
esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de
equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En
resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que
los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente
a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un
enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente
entre dos núcleos.
En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es
compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más
externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más
electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un
estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear
efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia,
un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace
el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta
positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta
de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en
((iones)) de carga positiva o negativa.

4. Historia del concepto de enlace químico
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son
tan tempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies
químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química.
En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query
31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza".
Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en
aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo,
"átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos
por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente
a partir de su cohesión que:
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. En las propias palabras de Lewis:
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos
diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o
exclusivamente.
El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis,
con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de
electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto
Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de
Abegg (1904).

5. En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica
matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un
electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.1 Este trabajo
mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser
correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados
no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una
aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el
mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma
la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir
John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales
atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo
también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2
(flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno), a partir de principios cuánticos básicos.
Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital
formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de
Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos
solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos
multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es,
analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas
predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en
química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de
enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la
teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años
recientes.

6. Principio Fundamental
Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de
adquirir un estado de menor energía, para asa lograr una condición de mayor
estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se reflejara en un cambio de
su configuración electrónica externa.
Veamos la formación de la molécula de HCl
Teoría de enlace de valencia
Artículo principal: Teoría del enlace de valencia.
En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue formulada, argumentando
esencialmente que el enlace químico se forma cuando dos electrones de
valencia, en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o funcionan para
mantener los dos núcleos juntos, en virtud a los efectos de disminución de
energía del sistema. En 1931, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling
publicó lo que algunos consideran uno de los más importantes papeles en la
historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico".

7. En este papel, extendiendo los trabajos de Lewis, la teoría del enlace de
valencia (TEV) de Heitler y London, y su propio trabajo previo, presentó seis
reglas para el enlace de electrones compartidos, las tres primeras de las
cuales generalmente ya eran conocidas:
1. El enlace de par de electrones a través de la interacción de un electrón
desapareado de cada uno de dos átomos.
2. El spin de los electrones tienen que ser opuestos.
3. Una vez apareados, los dos electrones no pueden tomar parte en enlaces
adicionales.
Sus tres últimas reglas eran nuevas:
4. Los términos de canje de electrones para el enlace involucra sólo una
función de onda de cada átomo.
5. Los electrones disponibles en el menor nivel de energía forman los
enlaces más fuertes.
6. De dos orbitales en un átomo, el que puede traslapar en mayor cantidad
con un orbital de otro átomo formará el enlace más fuerte, y este enlace
tenderá a nacer en la dirección del orbital más concentrado.

8. Teoría de los orbitales moleculares
La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal de
orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula
entera. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes,
orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Un orbital molecular es
simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero
frecuentemente sólo dos, núcleos. Si este orbital es del tipo en que los
electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en
cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener
los núcleos cerca. Si los electrones tienden a estar presentes en un orbital
molecular en que pasan la mayor parte del tiempo en cualquier lugar excepto
entre los núcleos, el orbital funcionará como un orbital antienlazante, y
realmente debilitará el enlace. Los electrones en orbitales no enlazantes
tienden a estar en orbitales profundos (cerca a los orbitales atómicos)
asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces pasarán
igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Estos electrones no
contribuyen ni detractan la fuerza del enlace.

9. Comparación de las teorías del enlace de valencia y de los
orbitales moleculares
En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es superior a la teoría de
orbitales moleculares. Cuando se aplica a la molécula más simple de dos
electrones, H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel más simple de
la aproximación de Heitler-London, produce una aproximación más cercana a
la energía de enlace, y provee una representación más exacta del
comportamiento de los electrones al formarse y romperse los enlaces
químicos. En contraste, la teoría de orbitales moleculares simple predice que la
molécula de hidrógeno se disocia en una superposición lineal de átomos de
hidrógeno, y iones positivos y negativos de hidrógeno, un resultado
completamente contrario a la evidencia física. Esto explica en parte por qué la
curva de energía total versus la distancia interatómica del método de orbitales
de valencia yace por encima de la curva del método de orbitales moleculares a
todas las distancias y, más particularmente, para distancias mucho más
grandes. Esta situación surge para todas las moléculas diatómicas
homonucleares y es particularmente un problema para el F2, para el que la
energía mínima de la curva con la teoría de orbitales moleculares es aún
mayor en energía que la energía de los dos átomos de flúor no enlazados.

10. Enlaces en fórmulas químicas
La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola
técnica para indicar los orbitales y enlaces. En la fórmula molecular, los enlaces
químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos
diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian
completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del
etanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser escrito en papel como
isómeros conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional
(indicando cada enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional
comprimida (CH3–CH2–OH), separando el grupo funcional del resto de la
molécula (C2H5OH), o sus constituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo
que se esté discutiendo. Algunas veces, incluso se marcan los electrones no
enlazantes de la capa de valencia (con las direcciones aproximadas
bidimensionalmente, estructura de Lewis). Algunos químicos pueden también
representar los orbitales respectivos.

11. Enlace covalente
El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace
covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga
eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de
electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten
tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares 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. La 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.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da
un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son
de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales
(mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de
electronegatividades es nula.
Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (<
1.7), es decir cercanos en la tabla periódica de los elementos químicos o
bien, entre el mismo elemento para formar moléculas diatomicas.

12. Enlace iónico o Electrovalente
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen
una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la
ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre
2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras
más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados
aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra
forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones
de otro menos electronegativo.3 El enlace iónico implica la separación en iones
positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad
(>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. 2) Los
compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados.
3) Se da por TRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y el otro 'GANA'.
4) Se forman iones (cationes y aniones).

13. Enlace covalente coordinado
El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un
tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno
de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son
compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este
concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de
orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en
nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la
diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen
representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su
cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis.
Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.

14. Enlace de uno y tres electrones
Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies
radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un
enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los
enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de
enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios
enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es
realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones.
Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas
internas.4
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión
de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace porque, en
términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante
que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo
de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de
dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede
ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo
que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.5
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas.
Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades
similares.5

15. Enlaces flexionados
Los [enlaces flexionados], también conocidos como enlaces banana, son enlaces
en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces
están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más
susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios. El enlace flexionado es un
tipo de enlace covalente cuya disposición geométrica tiene cierta semejanza con la
forma de una banana. Doble enlace entre carbonos se forma gracias al traslape de
dos orbitales híbridos sp3. Como estos orbitales no se encuentran exactamente uno
frente a otro, al hibridarse adquieren la forma de banana.
Enlaces 3c-2e y 3c-4e
En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos
electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes
en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el
diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí,
con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con
los átomos de boro. El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica
el enlace en moléculas hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha
postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones. En ciertos
sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en
redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de
enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la
molécula o la red.

16. Enlace aromático
En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a
simples líneas (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En
compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla
de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional. En el
benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantienen
unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plano. El orden
de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los
casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de
aproximadamente 1.5. En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos
sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo
pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del
anillo, que de otra formar sería equivalente.
Enlace metálico
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una
estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los
electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre
movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad,
ductilidad y dureza.

17. Enlace intermolecular
Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o
más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados.
Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o
repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas sus
características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.