thumb|Enllaz iónicu del cloruru de sodiu, onde sodiu da'l so electrón de valencia al cloru pa dambos tener 8 electrones nel so valencia. Un enllaz químicu ye'l procesu químicu responsable de les interacciones curioses ente átomos y molécules,y que confier estabilidá a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La esplicación de tales fuercies curioses ye un área complexa que ta descrita poles lleis de la química cuántica.
Una definición más senciella ye qu'un enllaz químicu ye la fuercia esistente ente los átomos una vegada que se formó un sistema estable.
Les molécules, cristales, metales y gases diatómicos (que formen la mayor parte del ambiente físico que nos arrodia) tán xuníos por enllaces químicos, que determinen les propiedaes físiques y químiques de la materia.
Les cargues opuestes atráense porque al tar xuníes adquieren una situación más estable que cuando taben dixebraes. Esta situación de mayor estabilidá suel dase cuando'l númberu d'electrones que tienen los átomos nel so últimu nivel ye igual a ocho, estructura que coincide cola de los gases nobles una y bones los electrones qu'orbiten el nucleu tán cargaos negativamente, y que los protones nel nucleu tar positivamente, la configuración más estable del nucleu y los electrones ye una na que los electrones pasen la mayor parte del tiempu ente los nucleos, que n'otru llugar del espaciu. Estos electrones faen que los nucleos atráiganse mutuamente.
Teoría del enllaz químicu Na visión simplificada del denomináu enllaz covalente, unu o más electrones (frecuentemente un par d'electrones) son llevaos al espaciu ente los dos nucleos atómicos. Ende, los electrones negativamente cargaos son atraíos a les cargues positives de dambos nucleos, en cuenta de namái'l so propiu nucleu. Esto vence a la repulsión ente los dos nucleos positivamente cargaos de los dos átomos, y esta atraición tan grande caltién a los dos nucleos nuna configuración d'equilibriu relativamente fixa, anque entá van cimblar na posición d'equilibriu. En resume, l'enllaz covalente arreya la compartición d'electrones nos que los nucleos positivamente cargaos de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargaos que tán siendo compartíos. Nun enllaz covalente polar, unu o más electrones son compartíos inequitativamente ente dos nucleos.
Nuna visión simplificada d'un enllaz iónicu, l'electrón d'enllaz nun ye compartíu, sinón que ye tresferíu. Nesti tipu d'enllaz, el orbital atómicu más esternu d'un átomu tien un llugar llibre que dexa la adición d'unu o más electrones. Estos electrones apocayá amestaos ocupen potencialmente un estáu de menor enerxía (más cerca al nucleu por cuenta de la alta carga nuclear efeutiva) de lo qu'esperimenten nun tipu distintu d'átomu. Arriendes d'ello, un nucleu ufierta una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo fai l'otru nucleu. Esta tresferencia causa qu'un átomu asuma una carga neta positiva, y que l'otru asuma una carga neta negativa. Entós, el enllaz resulta de l'atraición electrostática ente los átomos, y los átomos constituyir en ((iones)) de carga positiva o negativa.
Tolos enllaces pueden ser esplicaos pola teoría cuántica, pero, na práutica, delles regles de simplificación déxen-yos a los químicos predicir la fuercia d'enllaz, direicionalidá y 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.
Esisten teoríes más sofisticaes, como la teoría del enllaz de valencia, qu'inclúi la hibridación d'orbitales y la resonancia, y el métodu de combinación llinial d'orbitales atómicos dientro de la teoría de los orbitales moleculares, qu'inclúi a la teoría del campu de los ligantes. La electrostática ye usada pa describir polaridaes d'enllaz y los efeutos qu'exerz nes sustancies químiques.
Historia del conceutu d'enllaz químicu Les primeres especulaciones al respeutive de la naturaleza del enllaz químicu son tan tempranes como nel sieglu XII. Suponíase que ciertos tipos d'especies químiques taben xuníes ente sigo por un tipu d'afinidá química.
En 1704, Isaac Newton esbozó la so teoría d'enllaz atómicu, en "Query 31" del so Opticks, onde los átomos xúnense unos a otros por dalguna "fuercia". 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:
En 1819, arriendes de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desenvolvió una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente'l calter electropositivo y electronegativu de los átomos combinantes. A mediaos del sieglu XIX, Edward Frankland, F. A. Kekule, A. S. Couper, A. M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desenvolvieron la teoría de valencia, orixinalmente llamáu "poder combinante" en que los compuestos calteníase xuníos por cuenta de la atraición ente polos positivu y negativu. En 1916, el químicu Gilbert N. Lewis desenvolvió'l conceutu d'enllaz de par d'electrones, nel que dos átomos pueden compartir unu y seis electrones, formando'l enllaz d'un solu electrón, enllaz simple, enllaz doble, o enllaz triple:
Nes mesmes pallabres de Lewis:
El mesmu añu, Walther Kossel llanzó una teoría similar a la de Lewis, cola diferencia de que'l so modelu asumía una tresferencia completa d'electrones ente los átomos, colo que yera un modelu d'enllaz iónicu. Tanto Lewis y Kossel estructuraron los sos modelos d'enllaz a partir de la regla de Abegg (1904).
En 1927, el físicu danés Oyvind Burrau derivó la primer descripción cuántica matemáticamente completa d'un enllaz químicu simple, el producíu por un electrón nel ión d'hidróxenu molecular (dihidrogenilio), H2+.Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347. Esti trabayu amosó que l'aproximamientu cuánticu a los enllaces químicos podríen ser correutes fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usaos nun podríen estendese a molécules que contuvieren más d'un electrón. Un aproximamientu más práuticu, anque menos cuantitativa, foi publicada nel mesmu añu por Walter Heitler y Fritz London. El métodu de Heitler-London forma la base de lo qu'agora se denomina teoría del enllaz de valencia. En 1929, sir John Lennard-Jones introdució'l métodu de combinación llinial d'orbitales atómicos (CLOA o dientro de la teoría d'orbitales moleculares, suxiriendo tamién métodos pa derivar les estructures electróniques de molécules de F2 (flúor) y les molécules d'O2 (oxíxenu), a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría d'orbital molecular representó un enllaz covalente como un orbital formáu por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger que fueren hipotetizados polos electrones n'átomos solitarios. Les ecuaciones pa los electrones d'enllaz n'átomos multielectrónicos nun podríen ser resueltos con perfeición matemática (esto ye, analíticamente), pero los aproximamientos pa ellos entá producen munches predicciones y resultaos cualitatives bonos. Munchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usen tantu les teoríes d'orbitales moleculares o d'enllaz de valencia como puntu de partida, anque un tercer aproximamientu, la teoría del funcional de la densidá, túvose faciendo más popular n'años recién.
En 1935, H. H. James y A. S. Coolidge llevaron a cabu un cálculu sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de tolos cálculos previos qu'usaben funciones namái de la distancia de los electrones a partir del nucleu atómicu, usó funciones que namái amestaben explícitamente la distancia ente los dos electrones. Con 13 parámetros ajustables, ellos llogren el resultáu bien cercana al resultáu esperimental pa la enerxía de disociación d'enllaz. Posteriores estensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordanza colos esperimentos. Esti cálculu convenció a la comunidá científica que la teoría cuántica podría concordar colos esperimentos. Sicasí, esti aproximamientu nun tien rellación física cola teoría d'enllaz de valencia y orbitales moleculares y ye malo d'estender a molécules más grandes.
Teoría d'enllaz de valencia
Nel añu 1927, la teoría d'enllaz de valencia foi formulada, argumentando esencialmente que l'enllaz químicu fórmase cuando dos electrones de valencia, nos sos respeutivos orbitales atómicos, trabayen o funcionen pa caltener los dos nucleos xuntos, en virtú a los efeutos d'amenorgamientu d'enerxía del sistema. En 1939, a partir d'esta teoría, el químicu Linus Pauling publicó lo que dalgunos consideren unu de les más importantes publicaciones na historia de la química: "Sobre la naturaleza del enllaz químicu". Nesti documentu, tomando en cuenta los trabayos de Lewis, la teoría del enllaz de valencia (TEV) de Heitler y London, según el so propiu trabayu preliminar, presentó seis regles pal enllaz d'electrones compartíos, anque les trés primeres yá yeren conocíes genéricamente:
1. L'enllaz de par d'electrones al traviés de la interacción d'un electrón desapareado de cada unu de dos átomos. 2. El spin de los electrones arreyaos nel enllaz, tienen que ser opuestos. 3. Una vegada apariaos, los dos electrones nun pueden formar parte d'enllaces adicionales.
Los sos trés últimes regles yeren nueves:
4. Los términos d'intercambiu d'electrones pa formar l'enllaz arreya namái una función d'onda de cada átomu. 5. Los electrones disponibles nel menor nivel d'enerxía formen los enllaces más fuertes. 6. De dos orbitales nun átomu, el que pueda asolapase en mayor proporción con un orbital d'otru átomu va formar l'enllaz más fuerte, y esti enllaz va tender a empobinase na direición del orbital más concentráu.
A partir d'esti artículu, Pauling publicaría en 1939 un llibru de testu, Sobre la Naturaleza del Enllaz Químicu', que vendría ser llamáu por dalgunos como la "biblia" de la química moderna. Esti llibru ayudó a los químicos esperimentales a entender l'impautu de la teoría cuántica sobre la química. Sicasí, la edición posterior de 1939 falló n'esplicar afechiscamente los problemes que paecíen ser meyor entendibles pola teoría d'orbitales moleculares. L'impautu de la teoría del enllaz de valencia tornó mientres la década de 1960 y 1970 al par cola crecedera en popularidá de la teoría d'orbitales moleculares, que taba siendo implementada en munchos programes de grandes ordenadores. A partir de la década de 1960, los problemes más difíciles de la implementación de la teoría del enllaz de valencia en programes d'ordenadores fueren mayormente resueltos y la teoría del enllaz de valencia vio un resurdimientu.
Teoría de los orbitales moleculares
thumb|Orbital molecular HOMO-5 de tipu pi, na molécula de trifluoruro de boro, calculáu usando Spartan.