Enllaç químic
Normalment, els àtoms dels elements no es troben aïllats, sinó que es combinen (s'uneixen) per formar estructures de dos àtoms o més. Cal subministrar molta energia per trencar la unió entre els àtoms que formen les molècules. També es necessita energia per decompondre la majoria de cristalls.
Això significa que la unió entre àtom i àtom o entre ions és molt forta.
Les unions entres àtoms s'anomenen enllaços químics. Com més energia es necessita per trencar la unió entre dos àtoms, més fort és el seu enllaç.
Taula de continguts |
Història [modifica]
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. 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 què 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]
És important indicar que l'enllaç químic és una situació d'equilibri, on les forces d'atracció entre els àtoms són contrarrestades 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 senzilla 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 és molt més complexa que l'anterior. 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]
Els principals tipus d'enllaç químic són:
-
En l'enllaç covalent els àtoms comparteixen els electrons
-
En l'enllaç iònic un àtom cedeix electrons a l'altre
-
En l'enllaç metàl·lic els electrons són compartits per tots els àtoms
També hi ha enllaços o interaccions anomenades no-covalents, energèticament més febles que les anteriors, que es poden formar i trencar amb més facilitat, i són la base de la majoria de processos de reconeixement molecular que tenen lloc en Bioquímica:
El model de Lewis es pot utilitzar per predir quins àtoms poden formar enllaços entre ells, mitjançant conceptes simples com la valència atòmica i la regla de l'octet. De totes maneres, aquest model no és universalment aplicable, i cal utilitzar els mètodes de la Química Quàntica per poder predir amb més seguretat quins enllaços es poden formar o són més favorables.
 |
A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Enllaç químic  |
Vegeu també [modifica]
