Un enlace químico es la asociación de átomos o iones para formar moléculas , cristales y otras estructuras. El enlace puede resultar de la fuerza electrostática entre iones con cargas opuestas, como en los enlaces iónicos , o mediante el intercambio de electrones, como en los enlaces covalentes , o alguna combinación de estos efectos. Los enlaces químicos se describen con diferentes fuerzas: hay "enlaces fuertes" o "enlaces primarios", como los enlaces covalentes , iónicos y metálicos , y "enlaces débiles" o "enlaces secundarios", como las interacciones dipolo-dipolo , la fuerza de dispersión de London. y enlaces de hidrógeno .
Dado que las cargas eléctricas opuestas se atraen, los electrones cargados negativamente que rodean el núcleo y los protones cargados positivamente dentro del núcleo se atraen entre sí. Los electrones compartidos entre dos núcleos serán atraídos por ambos. La " interferencia constructiva de la función de onda de la mecánica cuántica " [1] estabiliza los núcleos emparejados (ver Teorías del enlace químico). Los núcleos unidos mantienen una distancia óptima (la distancia de enlace) equilibrando los efectos atractivos y repulsivos explicados cuantitativamente por la teoría cuántica . [2] [3]
Los átomos de las moléculas , cristales , metales y otras formas de materia se mantienen unidos mediante enlaces químicos, que determinan la estructura y las propiedades de la materia.
Todos los enlaces pueden describirse mediante la teoría cuántica , pero, en la práctica, reglas simplificadas y otras teorías permiten a los químicos predecir la fuerza, direccionalidad y polaridad de los enlaces. [4] La regla del octeto y la teoría VSEPR son ejemplos. Teorías más sofisticadas son la teoría del enlace de valencia , que incluye la hibridación orbital [5] y la resonancia , [6] y la teoría de los orbitales moleculares [7] que incluye la combinación lineal de orbitales atómicos y la teoría del campo de ligandos . La electrostática se utiliza para describir las polaridades de los enlaces y los efectos que tienen sobre las sustancias químicas.
Un enlace químico es una atracción entre átomos. Esta atracción puede verse como el resultado de diferentes comportamientos de los electrones más externos o de valencia de los átomos. Estos comportamientos se fusionan entre sí a la perfección en diversas circunstancias, de modo que no existe una línea clara que trazar entre ellos. Sin embargo, sigue siendo útil y habitual diferenciar entre diferentes tipos de enlaces, que dan como resultado diferentes propiedades de la materia condensada .
En la visión más simple de un enlace covalente , uno o más electrones (a menudo un par de electrones) son atraídos hacia el espacio entre los dos núcleos atómicos. La energía se libera mediante la formación de enlaces. [8] Esto no se debe a la reducción de la energía potencial, porque la atracción de los dos electrones hacia los dos protones se ve compensada por las repulsiones electrón-electrón y protón-protón. En cambio, la liberación de energía (y por lo tanto la estabilidad del enlace) surge de la reducción de la energía cinética debido a que los electrones se encuentran en un orbital más distribuido espacialmente (es decir, con una longitud de onda de De Broglie más larga ) en comparación con el hecho de que cada electrón está confinado más cerca de su núcleo respectivo. . [9] Estos enlaces existen entre dos átomos identificables particulares y tienen una dirección en el espacio, lo que permite mostrarlos como líneas de conexión únicas entre átomos en dibujos, o modelados como palos entre esferas en modelos.
En un enlace covalente polar , uno o más electrones se comparten de manera desigual entre dos núcleos. Los enlaces covalentes a menudo resultan en la formación de pequeñas colecciones de átomos mejor conectados llamados moléculas , que en sólidos y líquidos están unidos a otras moléculas mediante fuerzas que a menudo son mucho más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas internamente a las moléculas. Estos enlaces intermoleculares débiles dan a las sustancias moleculares orgánicas, como ceras y aceites, su carácter blando y sus bajos puntos de fusión (en líquidos, las moléculas deben cesar la mayor parte del contacto estructurado u orientado entre sí). Sin embargo, cuando los enlaces covalentes unen largas cadenas de átomos en moléculas grandes (como en polímeros como el nailon ), o cuando los enlaces covalentes se extienden en redes a través de sólidos que no están compuestos de moléculas discretas (como el diamante o el cuarzo o los minerales de silicato en muchos tipos de roca), entonces las estructuras resultantes pueden ser fuertes y resistentes, al menos en la dirección orientada correctamente con redes de enlaces covalentes. [10] Además, los puntos de fusión de tales polímeros y redes covalentes aumentan considerablemente.
En una visión simplificada de un enlace iónico , el electrón de enlace no se comparte en absoluto, sino que se transfiere. En este tipo de enlace, el orbital atómico externo de un átomo tiene una vacante que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recién agregados ocupan potencialmente un estado de energía más bajo (efectivamente más cercano a una mayor carga nuclear) que el que experimentan en un átomo diferente. Por tanto, un núcleo ofrece una posición más estrechamente ligada a un electrón que otro núcleo, con el resultado de que un átomo puede transferir un electrón a otro. Esta transferencia hace que un átomo asuma una carga neta positiva y el otro una carga neta negativa. El enlace resulta entonces de la atracción electrostática entre los iones cargados positiva y negativamente . Los enlaces iónicos pueden verse como ejemplos extremos de polarización en enlaces covalentes. A menudo, estos enlaces no tienen una orientación particular en el espacio, ya que resultan de la atracción electrostática igual de cada ion hacia todos los iones que lo rodean. Los enlaces iónicos son fuertes (y por lo tanto las sustancias iónicas requieren altas temperaturas para fundirse), pero también frágiles, ya que las fuerzas entre los iones son de corto alcance y no salvan fácilmente grietas y fracturas. Este tipo de enlace da lugar a las características físicas de los cristales de las sales minerales clásicas, como la sal de mesa.
Un tipo de unión que se menciona con menos frecuencia es la unión metálica . En este tipo de enlace, cada átomo de un metal dona uno o más electrones a un "mar" de electrones que reside entre muchos átomos de metal. En este mar, cada electrón es libre (en virtud de su naturaleza ondulatoria ) de asociarse con un gran número de átomos a la vez. El enlace se produce porque los átomos del metal se cargan algo positivamente debido a la pérdida de sus electrones, mientras que los electrones permanecen atraídos por muchos átomos, sin ser parte de ningún átomo determinado. Los enlaces metálicos pueden verse como un ejemplo extremo de deslocalización de electrones en un gran sistema de enlaces covalentes, en el que participa cada átomo. Este tipo de unión suele ser muy fuerte (lo que da como resultado la resistencia a la tracción de los metales). Sin embargo, los enlaces metálicos son de naturaleza más colectiva que otros tipos, por lo que permiten que los cristales metálicos se deformen más fácilmente, porque están compuestos de átomos que se atraen entre sí, pero no de ninguna manera particularmente orientada. Esto da como resultado la maleabilidad de los metales. La nube de electrones en los enlaces metálicos provoca la característica buena conductividad eléctrica y térmica de los metales, así como su brillo brillante que refleja la mayoría de las frecuencias de la luz blanca.
Las primeras especulaciones sobre la naturaleza del enlace químico , ya desde el siglo XII, suponían que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas por un tipo de afinidad química . En 1704, Sir Isaac Newton esbozó su famosa teoría del enlace atómico, en la "Consulta 31" de su Óptica , según la cual los átomos se unen entre sí mediante alguna " fuerza ". Específicamente, después de reconocer las diversas teorías populares en boga en ese momento, sobre cómo se razonaba que los átomos se unían entre sí, es decir, "átomos enganchados", "pegados por reposo" o "pegados mediante movimientos conspiradores", Newton afirma que preferiría inferir de su cohesión que "las partículas se atraen entre sí por alguna fuerza , que en contacto inmediato es extremadamente fuerte, a pequeñas distancias realiza las operaciones químicas y no llega lejos de las partículas con ningún efecto sensible".
En 1819, tras la invención de la pila voltaica , Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química que enfatizaba los caracteres electronegativos y electropositivos de los átomos que se combinan. A mediados del siglo XIX, Edward Frankland , FA Kekulé , AS Couper, Alexander Butlerov y Hermann Kolbe , basándose en la teoría de los radicales , desarrollaron la teoría de la valencia , originalmente llamada "poder combinante", en la que los compuestos se unían debido a una atracción de polos positivos y negativos. En 1904, Richard Abegg propuso su regla de que la diferencia entre las valencias máxima y mínima de un elemento suele ser ocho. En ese momento, la valencia todavía era un número empírico basado únicamente en propiedades químicas.
Sin embargo, la naturaleza del átomo se volvió más clara con el descubrimiento de Ernest Rutherford en 1911 de un núcleo atómico rodeado por electrones, en el que citó que Nagaoka rechazó el modelo de Thomson basándose en que las cargas opuestas son impenetrables. En 1904, Nagaoka propuso un modelo planetario alternativo del átomo en el que un centro cargado positivamente está rodeado por varios electrones giratorios, a la manera de Saturno y sus anillos. [11]
El modelo de Nagaoka hizo dos predicciones:
Rutherford menciona el modelo de Nagaoka en su artículo de 1911 en el que propone el núcleo atómico . [12]
En la Conferencia Solvay de 1911, en la discusión sobre qué podría regular las diferencias de energía entre los átomos, Max Planck afirmó: "Los intermediarios podrían ser los electrones". [13] Estos modelos nucleares sugirieron que los electrones determinan el comportamiento químico.
Luego vino el modelo de Niels Bohr de 1913 de un átomo nuclear con órbitas de electrones. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlaces de pares de electrones , en los que dos átomos pueden compartir de uno a seis electrones, formando así el enlace de un solo electrón , un enlace sencillo , un doble enlace o un triple enlace ; en palabras del propio Lewis, "un electrón puede formar parte de la capa de dos átomos diferentes y no se puede decir que pertenezca exclusivamente a ninguno de ellos". [14]
También en 1916, Walther Kossel propuso una teoría similar a la de Lewis, sólo que su modelo suponía transferencias completas de electrones entre átomos y, por tanto, era un modelo de enlace iónico . Tanto Lewis como Kossel estructuraron sus modelos de vinculación según la regla de Abegg (1904).
Niels Bohr también propuso un modelo de enlace químico en 1913. Según su modelo para una molécula diatómica , los electrones de los átomos de la molécula forman un anillo giratorio cuyo plano es perpendicular al eje de la molécula y equidistante de los núcleos atómicos. . El equilibrio dinámico del sistema molecular se logra mediante el equilibrio de fuerzas entre las fuerzas de atracción de los núcleos hacia el plano del anillo de electrones y las fuerzas de repulsión mutua de los núcleos. El modelo de enlace químico de Bohr tuvo en cuenta la repulsión de Coulomb : los electrones del anillo se encuentran a la máxima distancia entre sí. [15] [16]
En 1927, el físico danés Øyvind Burrau obtuvo la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, es decir, el formado por un electrón en el ion molecular de hidrógeno, H 2 + . [17] Este trabajo demostró que el enfoque cuántico de los enlaces químicos podría ser fundamental y cuantitativamente correcto, pero los métodos matemáticos utilizados no podrían extenderse a moléculas que contengan más de un electrón. Ese mismo año, Walter Heitler y Fritz London propusieron un enfoque más práctico, aunque menos cuantitativo . El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se llama teoría del enlace de valencia . [18] En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo la aproximación del método de orbitales moleculares de combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO) , quien también sugirió métodos para derivar estructuras electrónicas de moléculas de F 2 ( flúor ) y O 2 ( oxígeno ). moléculas, a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de los orbitales moleculares representaba un enlace covalente como un orbital formado combinando los orbitales atómicos de Schrödinger de la mecánica cuántica que se habían planteado como hipótesis para los electrones en átomos individuales. Las ecuaciones para unir electrones en átomos multielectrónicos no podían resolverse a la perfección matemática (es decir, analíticamente ), pero sus aproximaciones todavía daban muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. La mayoría de los cálculos cuantitativos de la química cuántica moderna utilizan la teoría del enlace de valencia o de los orbitales moleculares como punto de partida, aunque un tercer enfoque, la teoría del funcional de la densidad , se ha vuelto cada vez más popular en los últimos años.
En 1933, HH James y AS Coolidge realizaron un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos anteriores que utilizaban únicamente funciones de la distancia del electrón al núcleo atómico, utilizaba funciones que también sumaban explícitamente la distancia entre los dos electrones. [19] Con hasta 13 parámetros ajustables obtuvieron un resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación. Las extensiones posteriores utilizaron hasta 54 parámetros y dieron un excelente acuerdo con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica de que la teoría cuántica podría coincidir con el experimento. Sin embargo, este enfoque no tiene ninguna de las imágenes físicas de las teorías del enlace de valencia y de los orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.
Debido a que los átomos y las moléculas son tridimensionales, es difícil utilizar un método único para indicar orbitales y enlaces. En las fórmulas moleculares los enlaces químicos (orbitales de unión) entre átomos se indican de diferentes maneras según el tipo de discusión. A veces se descuidan algunos detalles. Por ejemplo, en química orgánica a veces sólo nos preocupamos del grupo funcional de la molécula. Por lo tanto, la fórmula molecular del etanol se puede escribir en forma conformacional , forma tridimensional, forma bidimensional completa (que indica cada enlace sin direcciones tridimensionales), forma bidimensional comprimida (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), según se comenta. A veces, incluso los electrones de la capa de valencia no enlazantes (con direcciones aproximadas bidimensionales) están marcados, por ejemplo, en el caso del carbono elemental . ' C ' . Algunos químicos también pueden marcar los orbitales respectivos, por ejemplo, el hipotético anión eteno −4 ( \ / C=C / \ −4 ) que indica la posibilidad de formación de enlaces.
Los enlaces químicos fuertes son las fuerzas intramoleculares que mantienen unidos a los átomos en las moléculas . Un enlace químico fuerte se forma a partir de la transferencia o el intercambio de electrones entre centros atómicos y se basa en la atracción electrostática entre los protones de los núcleos y los electrones de los orbitales.
Los tipos de enlaces fuertes se diferencian debido a la diferencia de electronegatividad de los elementos constituyentes. La electronegatividad es la tendencia de un átomo de un elemento químico determinado a atraer electrones compartidos cuando forma un enlace químico, donde cuanto mayor es la electronegatividad asociada, más atrae electrones. La electronegatividad sirve como una forma sencilla de estimar cuantitativamente la energía del enlace , que caracteriza un enlace a lo largo de la escala continua desde el enlace covalente al iónico . Una gran diferencia en electronegatividad conduce a un carácter más polar (iónico) en el enlace.
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No existe un valor preciso que distinga el enlace iónico del covalente, pero una diferencia de electronegatividad superior a 1,7 probablemente sea iónica, mientras que una diferencia inferior a 1,7 probablemente sea covalente. [21] El enlace iónico conduce a separar iones positivos y negativos . Las cargas iónicas suelen estar entre −3 e y +3 e . Los enlaces iónicos ocurren comúnmente en sales metálicas como el cloruro de sodio (sal de mesa). Una característica típica de los enlaces iónicos es que las especies se forman en cristales iónicos, en los que ningún ion está específicamente emparejado con otro ion en un enlace direccional específico. Más bien, cada especie de ion está rodeada por iones de carga opuesta, y el espacio entre él y cada uno de los iones con carga opuesta cerca de él es el mismo para todos los átomos del mismo tipo que lo rodean. Por lo tanto, ya no es posible asociar un ion con ningún otro átomo ionizado específico cercano a él. Esta es una situación diferente a la de los cristales covalentes, donde los enlaces covalentes entre átomos específicos todavía son discernibles a partir de las distancias más cortas entre ellos, medidas mediante técnicas como la difracción de rayos X.
Los cristales iónicos pueden contener una mezcla de especies covalentes e iónicas, como por ejemplo sales de ácidos complejos como cianuro de sodio , NaCN. La difracción de rayos X muestra que en el NaCN, por ejemplo, los enlaces entre los cationes de sodio (Na + ) y los aniones de cianuro (CN- ) son iónicos , sin ningún ión de sodio asociado con ningún cianuro en particular . Sin embargo, los enlaces entre los átomos de carbono (C) y nitrógeno (N) en el cianuro son de tipo covalente , de modo que cada carbono está fuertemente unido a un solo nitrógeno, al que está físicamente mucho más cerca que a otros carbonos o nitrógenos en un cristal de cianuro de sodio.
Cuando estos cristales se funden en líquidos, los enlaces iónicos se rompen primero porque no son direccionales y permiten que las especies cargadas se muevan libremente. De manera similar, cuando dichas sales se disuelven en agua, los enlaces iónicos generalmente se rompen por la interacción con el agua, pero los enlaces covalentes continúan manteniéndose. Por ejemplo, en solución, los iones de cianuro, todavía unidos como iones CN − simples , se mueven 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 se siente más atraído por varias moléculas de agua que entre sí. La atracción entre los iones y las moléculas de agua en tales soluciones se debe a un tipo de enlace químico débil de tipo dipolo-dipolo . En los compuestos iónicos fundidos, los iones continúan siendo atraídos entre sí, pero no de forma ordenada o cristalina.
El enlace covalente es un tipo común de enlace en el que dos o más átomos comparten electrones de valencia más o menos por igual. El tipo más simple y común es un enlace simple en el que dos átomos comparten dos electrones. Otros tipos incluyen el doble enlace , el triple enlace , los enlaces de uno y tres electrones , el enlace de tres centros de dos electrones y el enlace de tres centros de cuatro electrones .
En los enlaces covalentes no polares, la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos es pequeña, normalmente de 0 a 0,3. Los enlaces dentro de la mayoría de los compuestos orgánicos se describen como covalentes. La figura muestra el metano (CH 4 ), en el que cada hidrógeno forma un enlace covalente con el carbono. Consulte los enlaces sigma y los enlaces pi para obtener descripciones LCAO de dichos enlaces. [22]
Las moléculas que se forman principalmente a partir de enlaces covalentes no polares suelen ser inmiscibles en agua u otros disolventes polares , pero mucho más solubles en disolventes no polares como el hexano .
Un enlace covalente polar es un enlace covalente con un carácter iónico significativo . Esto significa que los dos electrones compartidos están más cerca de uno de los átomos que del otro, creando un desequilibrio de carga. Estos enlaces se producen entre dos átomos con electronegatividades moderadamente diferentes y dan lugar a interacciones dipolo-dipolo . La diferencia de electronegatividad entre los dos átomos en estos enlaces es de 0,3 a 1,7.
Un enlace simple entre dos átomos corresponde a compartir un par de electrones. El átomo de Hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia. Entonces, dos átomos de hidrógeno pueden formar una molécula, unida por el par de electrones compartidos. Cada átomo de H tiene ahora la configuración electrónica del gas noble helio (He). El par de electrones compartidos forma un enlace covalente único. La densidad electrónica de estos dos electrones enlazantes en la región entre los dos átomos aumenta a partir de la densidad de dos átomos de H que no interactúan.
Un doble enlace tiene dos pares de electrones compartidos, uno en un enlace sigma y otro en un enlace pi con densidad electrónica concentrada en dos lados opuestos del eje internuclear. Un triple enlace consta de tres pares de electrones compartidos, que forman un enlace sigma y dos enlaces pi. Un ejemplo es el nitrógeno. Los enlaces cuádruples y superiores son muy raros y ocurren sólo entre ciertos átomos de metales de transición .
Un enlace covalente coordinado es un enlace covalente en el que los dos electrones de enlace compartidos provienen del mismo átomo involucrado en el enlace. Por ejemplo, el trifluoruro de boro (BF 3 ) y el amoníaco (NH 3 ) forman un aducto o complejo de coordinación F 3 B←NH 3 con un enlace B–N en el que un par solitario de electrones en N se comparte con un orbital atómico vacío en B. El BF 3 con un orbital vacío se describe como un aceptor de pares de electrones o ácido de Lewis , mientras que el NH 3 con un par libre que puede compartirse se describe como un donador de pares de electrones o base de Lewis . Los electrones se comparten aproximadamente por igual entre los átomos, a diferencia del enlace iónico. Dicho enlace se muestra mediante una flecha que apunta al ácido de Lewis. (En la figura, las líneas continuas son enlaces en el plano del diagrama, los enlaces en forma de cuña apuntan hacia el observador y los enlaces discontinuos apuntan en dirección opuesta al observador).
Los complejos de metales de transición generalmente están unidos por enlaces covalentes coordinados. Por ejemplo, el ion Ag + reacciona como un ácido de Lewis con dos moléculas de la base de Lewis NH 3 para formar el ion complejo Ag(NH 3 ) 2 + , que tiene dos enlaces covalentes coordinados Ag←N.
En los enlaces metálicos, los electrones enlazantes se deslocalizan sobre una red de átomos. Por el contrario, en los compuestos iónicos, las ubicaciones de los electrones de enlace y sus cargas son estáticas. El libre movimiento o deslocalización de los electrones de enlace conduce a propiedades metálicas clásicas como el brillo ( reflectividad de la luz de la superficie ), la conductividad eléctrica y térmica , la ductilidad y la alta resistencia a la tracción .
Hay varios tipos de enlaces débiles que se pueden formar entre dos o más moléculas que no están unidas covalentemente. Las fuerzas intermoleculares hacen que las moléculas se atraigan o se repelan entre sí. A menudo, estas fuerzas influyen en las características físicas (como el punto de fusión ) de una sustancia.
Las fuerzas de Van der Waals son interacciones entre moléculas de capa cerrada . Incluyen tanto las interacciones de Coulombic entre cargas parciales en moléculas polares como las repulsiones de Pauli entre capas de electrones cerradas. [23] : 696
Las fuerzas de Keesom son las fuerzas entre los dipolos permanentes de dos moléculas polares. [23] : 701 Las fuerzas de dispersión de London son las fuerzas entre dipolos inducidos de diferentes moléculas. [23] : 703 También puede haber una interacción entre un dipolo permanente en una molécula y un dipolo inducido en otra molécula. [23] : 702
Los enlaces de hidrógeno de la forma A--H•••B ocurren cuando A y B son dos átomos altamente electronegativos (generalmente N, O o F), de modo que A forma un enlace covalente altamente polar con H, de modo que H tiene una carga positiva parcial. , y B tiene un par solitario de electrones que es atraído por esta carga positiva parcial y forma un enlace de hidrógeno. [23] : 702 Los enlaces de hidrógeno son responsables de los altos puntos de ebullición del agua y el amoníaco con respecto a sus análogos más pesados. En algunos casos, un enlace de halógeno similar puede formarse mediante un átomo de halógeno ubicado entre dos átomos electronegativos en moléculas diferentes.
A distancias cortas, las fuerzas repulsivas entre átomos también adquieren importancia. [23] : 705-6
En el límite (poco realista) del enlace iónico "puro" , los electrones están perfectamente localizados en uno de los dos átomos del enlace. Estos enlaces pueden entenderse mediante la física clásica . La fuerza entre los átomos depende de potenciales electrostáticos continuos isotrópicos . La magnitud de la fuerza es simplemente proporcional al producto de las dos cargas iónicas según la ley de Coulomb . [ cita necesaria ]
Los enlaces covalentes se entienden mejor mediante la teoría del enlace de valencia (VB) o la teoría de los orbitales moleculares (MO) . Las propiedades de los átomos involucrados pueden entenderse utilizando conceptos como número de oxidación , carga formal y electronegatividad . La densidad electrónica dentro de un enlace no se asigna a átomos individuales, sino que se deslocaliza entre átomos. En la teoría del enlace de valencia, el enlace se conceptualiza como formado a partir de pares de electrones que están localizados y compartidos por dos átomos mediante la superposición de orbitales atómicos. Los conceptos de hibridación orbital y resonancia aumentan esta noción básica del enlace de par de electrones. En la teoría de los orbitales moleculares, se considera que el enlace está deslocalizado y distribuido en orbitales que se extienden por toda la molécula y se adaptan a sus propiedades de simetría, generalmente considerando combinaciones lineales de orbitales atómicos (LCAO). La teoría del enlace de valencia es químicamente más intuitiva al estar localizada espacialmente, lo que permite centrar la atención en las partes de la molécula que sufren cambios químicos. Por el contrario, los orbitales moleculares son más "naturales" desde un punto de vista de la mecánica cuántica, siendo las energías orbitales físicamente significativas y directamente relacionadas con las energías de ionización experimentales de la espectroscopia de fotoelectrones . En consecuencia, la teoría del enlace de valencia y la teoría de los orbitales moleculares a menudo se consideran marcos competitivos pero complementarios que ofrecen diferentes conocimientos sobre los sistemas químicos. Como enfoques para la teoría de estructuras electrónicas, tanto el método MO como el VB pueden dar aproximaciones a cualquier nivel deseado de precisión, al menos en principio. Sin embargo, en niveles inferiores, las aproximaciones difieren y un enfoque puede ser más adecuado que el otro para cálculos que involucran un sistema o propiedad en particular. [ cita necesaria ]
A diferencia de las fuerzas de Coulómbico esféricamente simétricas en los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes son generalmente dirigidos y anisotrópicos . Estos suelen clasificarse en función de su simetría con respecto a un plano molecular como enlaces sigma y enlaces pi . En el caso general, los átomos forman enlaces intermedios entre iónicos y covalentes, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Los enlaces de este tipo se conocen como enlaces covalentes polares . [24]
Un enlace covalente polar existe cuando átomos con diferentes electronegatividades comparten electrones en un enlace covalente.
