Estos enlaces químicos son
fuerzas intramoleculares,
que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la
visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan
en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un
número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son
comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los
electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han
mostrado que la fuerza de enlace no es
siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a
cada átomo involucrado en un enlace.
ENLACE COVALENTE
El enlace covalente polar es
intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. 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.
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(0 o menor que 0,04) se forman entre átomos iguales, no hay variación en
el número de oxidación. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga
eléctrica neutra.
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 1.7 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,
aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro
menos electronegativo. El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas
suelen estar entre -3e a +3e.
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.
Enlaces 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 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.
- En la siguiente figura los átomos de silicio se les describen con colores distintos, en busca de claridad pero todos son idénticos.
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.
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 deenlaces de cuatro centros y
dos electrones.
- Modelo de esferas sólidas, o de ocupación del espacio (space-filling) del catión trihidrógeno, H3
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 son estáticas. Debido a la
deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las
propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.
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.
Dipolo permanente a dipolo permanente
Una gran diferencia de electronegatividad entre
dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo(un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales
permanentes). Los dipolos se atraen o repelen unos a otros.
Enlace de hidrógeno
En alguna forma este es un
ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace
de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los
átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los
enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente
alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus
contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
Dipolo instantáneo a dipolo inducido
Los dipolos instantáneos a dipolo
inducido, o fuerzas de London, son las interacciones más débiles, pero también
las más ubicuas, entre todas las
sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor
del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente
desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el
otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este dipolo, con
su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en
los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los
dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se
rebalancee y los átomos se muevan.
