Enllaç químic

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca

L'enllaç químic és un fenomen fisicoquímic pel qual dos o més àtoms o ions s'uneixen per a formar compostos químics, obtenint així una major estabilitat. Per tant, dos àtoms s'enllacen si l'energia assolida en la seva unió és inferior a la que tenia cadascun d'ells per separat. La gran majoria de les substàncies presents en la natura estan formades per conjunts d'àtoms vinculats entre si que, depenent dels tipus d'enllaços que presenten i les seves disposicions espacials, determinen les característiques de les substàncies. Aquests fets atorguen una gran importància a l'estudi de l'enllaç químic, convertint-lo així en una de les disciplines més importants de la química.

Com s'ha dit anteriorment, les espècies químiques realitzen unions entre si per a assolir estadis de major estabilitat, tot disminuint l'energia del sistema; aquesta estabilitat se sol donar quan el nombre d'electrons que posseeix un àtom en el seu últim nivell energètic és igual a vuit (ns2np6), estructura que coincideix amb la del gas noble més proper en la taula periòdica. A més, perquè aquest obtingui una total estabilitat, haurà de formar un enllaç amb una altra espècie. Així doncs, d'aquesta descripció podem obtenir dues conclusions: la primera, que els gasos nobles (tal com indica el seu nom) no precisen d'enllaçar-se amb cap altra substància, ja que són estables per si sols, d'aquesta manera, podem trobar àtoms d'heli (He), de neó (Ne), d'argó (Ar), de criptó (Kr) i de xenó (Xe) aïllats; i la segona, la més important i la que atorga el sentit a la disciplina de la química com a ciència bàsica és que tota la resta d'elements químics tendiran a relacionar-se i reaccionar amb d'altres per a aconseguir una major estabilitat. L'objectiu fonamental de la química serà doncs l'estudi d'aquestes reaccions, així com aprofundir en la composició de la matèria i el seu comportament. L'enllaç químic és, per tant, la disciplina encarregada de descriure les característiques de les unions entre les espècies químiques i les seves conseqüències, tant a nivell microscòpic com macroscòpic.

Història[modifica | modifica el codi]

Els primers plantejaments sobre la naturalesa dels enllaços químics van sorgir a principis del segle XII, i suposaven que certs tipus d'espècies químiques estaven vinculades per certs tipus d'afinitats químiques.

A mitjans del segle XIX Edward Frankland, Friedrich Kekulé, A.S. Couper, Aleksandr Mikhailovich Butlerov i Hermann Kolbe, van desenvolupar teories de radicals, de valències anomenades en un principi "poder de combinar" en la qual els compostos s'atreien gràcies a l'atracció de pols positius i negatius.

El 1916, el químic Gilbert Newton Lewis va desenvolupar la idea de la unió per parells d'electrons i conjuntament amb Kössel van proposar que l'estabilitat atòmica s'obté quan els àtoms arriben a l'octet electrònic, que en l'actualitat s'identifica amb una configuració electrònica de gas noble (ns2np6). Walter Heitler i Fritz London van ser els els autors de la primera explicació quàntica de la connexió química, especialment la de l'hidrogen molecular, el 1927, utilitzant la teoria de connexions de valència. El 1930, la primera descripció matemàtica quàntica de l'enllaç químic simple la va fer Edward Teller en el seu doctorat.

El 1931, el químic Linus Pauling va publicar el que a vegades es considera el text més important de la història de la química: "The Nature of the Chemical Bond".

Teories d'enllaç[modifica | modifica el codi]

És important indicar que l'enllaç químic és una situació d'equilibri de tipus elèctric, on les forces de repulsió entre nuclis i entre els núvols electrònics d'ambdós àtoms són mínimes i les forces d'atracció entre els nuclis i els electrons de tots dos són màximes. El punt d'equilibri acostuma a estar caracteritzat per la longitud i l'energia d'enllaç, on la longitud d'enllaç representa la distància en què l'energia és mínima (energia d'enllaç) i, per tant, l'estabilitat de la molècula és màxima. Si quan dos àtoms s'acosten les forces de repulsió superen les d'atracció, no es formarà l'enllaç, ja que no s'assoleix una longitud que estabilitzi la substància. L'explicació de les forces involucrades en un enllaç químic són descrites per les lleis de l'electrodinàmica quàntica. Nogensmenys, al ser un problema de molts cossos s'acostumen a utilitzar teories simplificades. Aquestes teories ofereixen una idea més o menys bona de la situació real. Les més freqüents són:

  • Teoria de l'enllaç de valència: teoria que es completa amb la regla de l'octet. Segons aquesta teoria, cada àtom s'envolta de 8 electrons, alguns compartits en forma d'enllaços i d'altros propis en forma de parells solitaris. No pot descriure adequadament als àtoms amb orbitals actius com els metalls de transició, però la teoria és molt senzilla i descriu adequadament la majoria dels compostos.
  • Teoria d'orbitals moleculars: Aquesta teoria soluciona molts fenomens que s'escapen de l'enllaç de valència. A la mecànica quàntica, els enllaços de valència no tenen un paper destacat (només es tenen en compte les posicions nuclears i les distribucions electròniques), però els químics les representen per tal que les estructures es vegin més familiars. Els orbitals moleculars poden classificar-se com orbitals enllaçants i orbitals antienllaçants.
  • Interacció electrostàtica: Útil per cristalls de caràcter molt iònic. Prediu la unió entre grups d'atòms, de forma no-direccional.

Tipus d'enllaç[modifica | modifica el codi]

En general, els enllaços químics es poden dividir en dos grans grups: els enllaços interatòmics i els enllaços intermoleculars.

Enllaç interatòmic[modifica | modifica el codi]

Els enllaços interatòmics són una unió entre àtoms en la qual s'estableixen transferències o comparticions d'electrons de valència; és a dir, els electrons més superficials de l'àtom.

Hi ha tres tipus d'enllaç interatòmic:

Enllaç iònic[modifica | modifica el codi]

En l'enllaç iònic, un àtom cedeix electrons a l'altre.

És la unió entre un àtom d'un element metàl·lic molt electropositiu que cedeix un o més electrons a l'àtom d'un element no metàl·lic molt electronegatiu. A causa d'aquesta transferència, les dues espècies químiques esdevenen ions amb càrregues de signe oposat i, per tant, queden enllaçades electroestàticament, formant xarxes iòniques. D'aquesta manera, ambdós àtoms aconsegueixen la configuració electrònica del gas noble més proper i, a més, enllaçar-se.

L'exemple de xarxa iònica per antonomàsia és el clorur de sodi (NaCl), en què el sodi (Na, molt electropositiu) cedeix el seu electró més superficial al clor (Cl, molt electronegatiu).

Enllaç covalent[modifica | modifica el codi]

En l'enllaç covalent, els àtoms comparteixen els electrons.

És la unió entre dos àtoms d'elements no metàl·lics i electronegatius. Aquesta unió es du a terme mitjançant una compartició total o parcial dels electrons de valència. Atès que cada àtom exerceix una diferent força atractiva als electrons compartits i a l'estructura d'aquesta, es poden arribar a crear dipols; és a dir, parts de la molècula amb densitat de càrrega positiva o negativa.

Un exemple de molècula covalent és el clorur d'hidrogen (HCl) en què l'hidrogen (H) i el clor (Cl) comparteixen el seu electró més superficial. En aquest cas, es produeix un dipol en la molècula perquè el clor és més electronegatiu que l'hidrogen i, per tant, atrau ambdós electrons compartits amb més força; això causa l'aparició de densitats de càrrega parcials (δ) diferents entre el clor (δ-) i l'hidrogen (δ+), creant així el dipol. D'aquesta manera, aquesta espècie química serà propensa a establir forces de van der Waals amb d'altres.

Enllaç metàl·lic[modifica | modifica el codi]

En l'enllaç metàl·lic, els electrons són compartits per tots els àtoms.

És la unió entre un conjunt d'àtoms d'elements metàl·lics en què comparteixen els seus electrons més superficials entre tots, formant una xarxa metàl·lica i creant així un núvol d'electrons que confereixen al metall una gran duresa, ductilitat i conductivitat, tant elèctrica com tèrmica.

Un exemple de xarxa metàl·lica pot ésser qualsevol metall en el seu estat pur: el ferro (Fe), l'argent (Ag), el coure (Cu), l'or (Au), el zinc (Zn), etc.

Enllaç intermolecular[modifica | modifica el codi]

Els enllaços intermoleculars són una unió, generalment dèbil i abundant en la bioquímica, en què diferents parts de determinades molècules es veuen atretes electroestàticament. Aquestes forces acostumen a ser anomenades forces de Van der Waals, en honor al seu descobridor. Existeixen tres tipus de forces de Van der Waals:

Forces de dispersió (de London):[modifica | modifica el codi]

Les forces de Van der Waals de dispersió són el tipus d'enllaç intermolecular que tenen lloc entre dipols temporals o transitoris en molècules sense moment dipolar permanent. Una molècula apolar pot patir espontàniament una separació de càrregues, donant lloc a un dipol temporal que, a la vegada, és capaç de causar-li un dipol induït a una altra, formant així una unió feble i efímera entre aquests. Les forces de dispersió són més intenses com més electrons té la molècula; és, per tant, més polaritzable.

Un exemple de substància amb presència d'aquest tipus d'unió són els gasos nobles, en què el núvol electrònic d'un àtom es pot veure atret electroestàticament pel nucli atòmic d'un altre; d'aquesta manera mantenen una certa cohesió a causa d'aquestes forces. Un altre exemple de forces de dispersió són les unions que tenen lloc entre hidrocarburs, sobretot entre cadenes hidrocarbonades.

Forces d'inducció[modifica | modifica el codi]

Les forces de Van der Waals d'inducció tenen lloc entre un dipol permanent i un dipol induït. El dipol permanent indueix a una altra molècula apolar una separació de càrregues, que deriva en un dipol induït. Un exemple de força d'inducció podria ser la unió espontània entre una molècula d'aigua (H2O, dipol permanent) i un àtom d'heli (He, dipol induït), ja que núvol electrònic d'aquest es veuria atret momentàniament pels hidrògens de l'aigua (pol positiu).

Forces d'orientació[modifica | modifica el codi]

Les forces de Van der Waals d'orientació tenen lloc entre dipols permanents. Al trobar-se dues molècules amb dipols permanents, establiran un enllaç feble que les durà a orientar-se de forma que el pol positiu d'una estigui encarat cap al pol negatiu de l'altra. L'exemple més conegut d'enllaç per forces d'orientació és el pont d'hidrogen, en el qual un àtom d'hidrogen amb densitat de càrrega parcial positiva es veu atret per un altre àtom amb densitat de càrrega parcial negativa. Un exemple de substància amb presència d'aquest tipus d'unió és l'amoníac (NH3), ja que, a causa de la seva estructura piramidal trigonal, les seves molècules presenten dipols permanents (el nitrogen amb δ- i els hidrògens amb δ+), entre els quals es poden formar unions d'aquestes característiques, nitrogen-hidrogen.

Paràmetres moleculars de l'enllaç covalent[modifica | modifica el codi]

Actualment, hi ha la capacitat de determinar experimentalment els valors de les propietats que caracteritzen els enllaços i d'obtenir informació important a l'hora d'identificar les molècules covalents i conèixer-ne les propietats.

Energia d'enllaç[modifica | modifica el codi]

L'energia d'enllaç és l'energia que es desprèn quan es forma un enllaç entre dos àtoms en estat gasós. Aquesta energia s'allibera a causa de l'estabilitat que adquireixen els àtoms en formar un enllaç. El valor d'aquesta energia ens indica la força amb què els àtoms es mantenen units. L'energia d'enllaç dels enllaços múltiples és major que la d'un enllaç senzill. Així, un enllaç doble té més energia que un enllaç senzill, però no el doble. Succeeix el mateix amb un enllaç triple.

Longitud d'enllaç[modifica | modifica el codi]

La longitud d'enllaç és la distància mitjana entre els nuclis atòmics, tenint en compte els moviments de vibració i gir que realitzen els àtoms. Aquesta longitud coincideix amb la suma dels radis atòmics quan es tracta d'enllaços entre àtoms idèntics. En canvi, si els àtoms són diferents, la longitud d'enllaç sol ser menor que la suma dels dos radis atòmics sense enllaçar, ja que l'atracció entre els àtoms s'intensifica i la distància s'escurça. Per exemple, el radi atòmic del clor és de 99pm (picòmetres) i la distància d'enllaç Cl−Cl és 198pm. En el cas del clorur d'hidrogen, la longitud d'enllaç és de 128pm, inferior a la suma dels radis atòmics (hidrogen 37pm i clor 99pm).

En el cas d'enllaços múltiples, la distància d'enllaç es redueix. Per exemple, la longitud d'enllaç C−C és de 154pm, el doble que el radi atòmic del carboni (77pm). En canvi, la longitud d'enllaç C=C és de 133pm, i la del triple enllaç (C≡C) és de 120pm. Aquest fenomen és conseqüència de l'augment de la densitat electrònica entre els àtoms, la qual fa augmentar l'atracció entre els àtoms i disminuir així la seva separació.

Angle d'enllaç[modifica | modifica el codi]

L'angle d'enllaç és l'angle mitjà i hipotètic entre dos enllaços. Aquest depèn de la geometria de la molècula i, per tant, conèixer-lo ens proporciona informació sobre la disposició espacial d'aquesta. Per exemple, els enllaços H−O de l'aigua formen un angle H−O−H de 104,45º i, en canvi, el clorur de beril·li (BeCl2) forma enllaços Cl−Be−Cl amb angles de 180º.

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Enllaç químic Modifica l'enllaç a Wikidata

Vegeu també[modifica | modifica el codi]