Enllaç químic

De Viquipèdia
(S'ha redirigit des de: Enllaços químics)
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, 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 especialitats més importants de la química.

Com s'ha dit anteriorment, les espècies químiques realitzen unions entre si per a assolir estadis de major estabilitat; 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 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 serà, per tant, la disciplina encarregada de descriure les característiques de les unions entre les espècies químiques i les seves conseqüències, tant a nivell macroscòpic com microscòpic.

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'atració de pols positius i negatius.

El 1916, el químic Gilbert 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 de l'enllaç[modifica | modifica el codi]

És important indicar que l'enllaç químic és una situació d'equilibri, on les forces d'atracció entre els àtoms són contrarestades per les forces equivalents i de sentit contrari (forces de repulsió). El punt d'equilibri acostuma a estar caracteritzat pel radi d'enllaç i l'energia. 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:

  • 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.
  • Mecànica quàntica: Aquesta teoria soluciona molts fenòmens 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 enllaçadors i orbitals antienllaçadors.
  • 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:

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

Enllaç iònic[modifica | modifica el codi]

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).

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

Enllaç covalent[modifica | modifica el codi]

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[modifica | modifica el codi]

Les forces de Van der Waals de dispersió són el tipus d'enllaç intermolecular més dèbil i tenen lloc entre dipols temporals en molècules sense moment dipolar permanent; és a dir, entre dipols induïts (el núvol electrònic d'un àtom es veu atret electroestàticament pel nucli atòmic d'un altre), formant així una unió feble i efímera entre aquests. Un exemple de substància amb presència d'aquest tipus d'unió són els gasos nobles, que mantenen una certa cohesió degut a aquestes forces.

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, fet que els atorga una major cohesió que les forces de dispersió. Un exemple de forca 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 són el tipus d'enllaç intermolecular més ferm i tenen lloc entre dipols permanents. Una molècula amb dipols permanents, al trobar-se amb una altra amb aquestes característiques, formarà un enllaç anomenat pont d'hidrogen, creant un enllaç més feble que els interatòmics però suficientment resistent com per a mantenir-les considerablement unides. Un exemple de substància amb presència d'aquest tipus d'unió és l'amoníac (NH3) ja que, degut a la seva estructura piramidal trigonal, les seves molècules presenten dipols permanents (el nitrogen δ- i els hidrògens δ+), entre els quals es poden formar unions d'aquestes característiques, nitrogen-hidrogen.

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

Vegeu també[modifica | modifica el codi]