Diferencies ente revisiones de «Enllaz químicu»

Un '''enllaz químicu''' ye'l [[Interacción electromagnética|procesu químicu]] responsable de les interacciones curioses ente [[átomos]] y [[molécules]], <ref>{{cita llibru|apellíos=Gillespie|nome=Ronald J.|títulu=Química|url=https://books.google.es/books?id=dlGugYOOwxQC&pg=PA579&dq=enllace+interacciones+curioses+ente+%C3%A1tomos+y+mol%C3%A9culas&hl=ye&sa=X&vei=0ahUKEwil4rauuZ7ZAhUCXBQKHccaDHMQ6AEITTAG#v=onepage&q=enllaz%20interacciones%20curioses%20ente%20%C3%A1tomos%20y%20mol%C3%A9culas&f=false|fechaacceso=2018-02-11|fecha=August 1988|editorial=Reverte|isbn=9788429171884|idioma=es}}</ref>y que confier estabilidá a los [[compuestos químicos]] diatómicos y poliatómicos. La esplicación de tales fuercesfuercies curioses ye una área complexa que ta descrita poles lleis de la ''[[química cuántica]]''.

Una definición más senciella ye qu'un '''enllaz químicu''' ye la fuerzafuercia esistente ente los átomos una vegada que se formó un sistema estable.<ref>{{cita llibru|títulu=Quimica 1 (SEP)|url=https://books.google.es/books?id=24-o8v25TjAC&pg=PT125&dq=enllaz+qu%C3%ADmico+ye&hl=ye&sa=X&vei=0ahUKEwiAgKfxtJ7ZAhVIPxQKHckeA5MQ6AEIRTAG#v=onepage&q=enllaz%20qu%C3%ADmico%20ye&f=false|fechaacceso=2018-02-11|editorial=Ediciones Estragal|isbn=9789709758290|idioma=es}}</ref>

Tolos enllaces pueden ser esplicaos pola teoría cuántica, pero, na práutica, delles regles de simplificación déxen-yos a los químicos predicir la fuerzafuercia d'enllaz, direccionalidad y [[polaridá (química)|polaridá]] de los enllaces. La [[regla del octeto]] y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares d'electrones de la [[capa de valencia]] son dos exemplos.

En 1704, [[Isaac Newton]] esbozó la so teoría d'enllaz atómicu, en "Query 31" del so ''[[Opticks]]'', onde los [[átomu|átomos]] xúnense unos a otros por dalguna "[[fuerzafuercia]]". Específicamente, dempués d'investigar delles teoríes populares, en boga naquel tiempu, de cómo los átomos podía xunise unos a otros, por casu, "átomos agabitaos", "átomos pegaos unos a otros por reposu", o "xuníos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo qu'inferiría darréu a partir de la so cohesión que:

{{cita|Les partícules atráense unes a otres por dalguna [[fuerzafuercia]], qu'en contautu inmediatu ye descomanadamente grande, a distancies pequeñes desempeñen operaciones químiques y el so efeutu dexa de sentise non llueñe de les partícules.}}

La [[teoría de los orbitales moleculares]] (TOM) usa una combinación llineal de [[orbitales atómicos]] pa formar orbitales moleculares, que tomen la molécula entera. Estos orbitales son estremaos frecuentemente en [[orbitales enlazantes]], [[orbitales antienlazantes]], y [[orbitales de non enllaz]]. Un [[orbital molecular]] ye a cencielles un orbital de Schrödinger qu'inclúi dellos, pero frecuentemente namái dos, nucleos. Si esti orbital ye del tipu en que los electrones tienen una mayor probabilidá de tar ''ente'' los nucleos qu'en cualesquier otru llugar, l'orbital va ser un orbital enlazante, y va tender a caltener los nucleos cerca. Si los electrones tienden a tar presentes nun orbital molecular en que pasen la mayor parte del tiempu en cualquier llugar sacante ente los nucleos, l'orbital va funcionar como un orbital antienlazante, y realmente va debilitar l'enllaz. Los electrones n'orbitales non enlazantes tienden a tar n'orbitales fondos (cerca a los [[orbitales atómicos]]) acomuñaos casi dafechu o con un nucleu o con otru y entós van pasar igual tiempu ente los nucleos y non nesi espaciu. Estos electrones nun contribúin nin detractan la fuerzafuercia del enllaz.

Estos enllaces químicos son fuercesfuercies ''intramoleculares'', que caltienen a los átomos xuníos nes [[molécules]]. Na visión simplaya del enllaz alcontráu, el númberu d'electrones que participen nun enllaz (o tán alcontraos nun orbital enlazante), ye típicamente un númberu par de dos, cuatro, o seis, respeutivamente. Los númberos pares son comunes porque les molécules suelen tener estaos enerxéticos más baxos si los electrones tán apariaos. Teoríes d'enllaz sustancialmente más avanzaes amosaron que la [[fuerzafuercia d'enllaz]] nun ye siempres un númberu enteru, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomu arreyáu nun enllaz. Por casu, los átomos de carbonu nel [[bencenu]] tán conectaos a los vecinos inmediatos con una fuerzafuercia averada de 1.5, y los dos átomos nel [[óxidu nítrico]] nun tán conectaos con aprosimao 2.5. El [[enllaz cuádruple]] tamién son bien conocíos. El tipu d'enllaz fuerte depende de la diferencia en [[electronegatividad]] y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que s'enllacen. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerzafuercia va ser un electrón atraíu a un átomu particular arreyáu nel enllaz, y más propiedaes "ióniques" va tener l'enllaz ("iónicu" significa que los electrones del enllaz tán compartíos inequitativamente), estos enllaces son frecuentes ente átomos que s'alluguen a la izquierda de la tabla periódica (baxa electronegatividad) y átomos que s'atopen a la derecha de la tabla periódica (más electronegativos), porque dexa la tresferencia d'electrones de valencia produciendo iones. A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedaes covalentes (compartición completa) del enllaz, xeneralmente ente átomos vecinos de la tables periódica.

[[Archivu:van der Waals2.png|thumb|FuercesFuercies de van der Waals.]]

Hai cuatro tipos básicos d'enllaces que pueden formase ente dos o más molécules, iones o átomos qu'otra manera nun taríen acomuñaos. Les [[fuercesfuercies intermoleculares]] anicien que les molécules atráiganse o repelan unes a otres. Frecuentemente, esto define dalgunes de les sos característiques físiques (como'l [[puntu de fusión]]) d'una sustanza.

Los dipolos instantáneos a dipolo inducíu, o fuercesfuercies de London, son les interacciones más débiles, pero tamién les más ubicues, ente '''toes''' les sustances químiques. Imaxine l'átomu d'heliu: en cualquier intre, la [[nube electrónica]] alredor del átomu (que, otra manera sería neutral) pue tar llixeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa nun llau que nel otru. Esto ye a lo que se refier como un dipolo instantáneu. Esti dipolo, cola so carga llixeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones nos átomos d'heliu vecinos, estableciendo otru dipolo (dipolo inducíu). Los dos átomos tarán atrayéndose por un intre, primero que la carga se rebalancee y los átomos muévanse.

Na llende (irrealístico) del [[enllaz iónicu]] puru, los electrones tán perfectamente alcontraos n'unu de los dos átomos nel enllaz. Tales enllaces pueden ser interpretaos pola [[física clásica]]. Les fuercesfuercies ente los átomos tán caracterizaes por potenciales electrostáticos continuos [[isotropía|isótropos]]. La so magnitú ye una proporción simple a la diferencia de cargues.

Los enllaces covalentes entiéndese meyor pola [[teoría del enllaz de valencia]] o la [[teoría del orbital molecular]]. Les propiedaes de los átomos arreyaos pueden ser interpretaes usando conceutos tales como [[númberu d'oxidación]]. La densidá electrónica nel enllaz nun ta asignada a átomos individuales, en cuenta de ello ta deslocalizada ente los átomos. Na teoría del enllaz de valencia, los dos electrones nos dos átomos empareyar con una fuerzafuercia d'enllaz que depende del traslape ente los orbitales. Na teoría del orbital molecular, la [[combinación llineal d'orbitales atómicos]] (CLOA) ayuda a describir les estructures d'orbitales moleculares deslocalizados y les enerxíes basaes nos orbitales atómicos de los átomos de los que provien. A diferencia de los enllaces iónicos puros, los enllaces covalentes pueden tener propiedaes de direccionalidad ([[anisotropía]]). Estes pueden tener los sos propios nomes, como [[enllaz sigma|sigma]] y [[enllace pi|pi]].

En 1985, los químicos de la [[Universidá de Rice]] en Texas, [[Robert F. Curl]] y [[Richard Y. Smalley]], y unu de la Universidá de Sussex, [[Harold Kroto]] utilizaron un láser d'alta potencia pa vaporizar [[grafitu]] nun esfuerzuesfuerciu por crear molécules pocu comunes, que se creía esistíen nel espaciu interestelar. La espectrometría de les mases reveló qu'unu de los productos resultó ser una especie desconocida cola fórmula (C₆₀). Por cuenta de el so tamañu y al fechu de que ye carbonu puro, esta molécula tien una forma estraña na que trabayaron dellos investigadores utilizando papel, tisories y cinta de pegar. Darréu, midíes espectroscópicas y de rayos X confirmaron qu'el (C₆₀) teníen la forma similar a una esfera bueca con un átomu de carbonu alcontráu en cada unu de los sos 60 vértices. Geométricamente, el buckybalón (abreviatura de ''[[Fullereno|buckminsterfulerene]]'') ye la molécula más simétrica que se conoz. Sicasí, a pesar de les sos característiques peculiares, el so esquema d'enllaz ye simple. Cada carbonu tien una hibridación sp2, y tien orbitales moleculares deslocalizados que s'estienden sobre la estructura completa. El buckybalón, según otros miembros de mayor pesu representen un conceutu dafechu nuevu na arquiteutura molecular con implicaciones de llargu algame. Por casu, preparóse con un átomu d'heliu dientro de la so estructura.{{Harvnp|Chang|2007|p=440}} Pol descubrimientu del buckybalón los trés científicos fueron premiaos col premiu Nobel de química 1996.