2. ANTECEDENTES HISTÓRICOS DEL ENLACE QUÍMICO.


INDICE

2.1. Ideas Iniciales | 2.2. La aportación cuántica | 2.3. Un enlace peculiar: El enlace metálico

Mientras los químicos creían que los átomos eran esferas rígidas fue posible admitir que cada átomo tuviera algo parecido a uno o más ganchitos o corchetes que le permitieran unirse a otros átomos para formar moléculas. Al aceptarse el modelo atómico de núcleo provisto de corteza electrónica, se extendió la idea de que los electrones son los intermediarios en el enlace químico.

2.1. Ideas Iniciales

Al parecer fue el alemán Richard Abegg (1869-1910) el primer investigador que llamó la atención sobre el hecho de que la valencia química debía estar relacionada con lo que actualmente se denomina configuración electrónica. Según Abegg, un elemento puede variar únicamente en ocho unidades su valencia, pero Abegg murió en un accidente de globo y no vivió para ver como fueron desarrolladas sus ideas por una serie de químicos como Kossel y Lewis. Las ideas de Abegg son de 1904; en 1916 su compatriota Albrecht Kossel (1853-1921) introdujo el concepto de la electrovalencia por transferencia de electrones de un átomo a otro para formar iones con estructura de gas noble. En este mismo año, 1916, el norteamericano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) estableció la teoría del enlace químico por compartición de pares de electrones. Lewis no ideó el concepto de enlace covalente, que fue descrito por el también norteamericano Irving Langmuir (1881-1957), al introducir dicho término para describir el enlace o unión por los electrones apareados o compartidos, que según Lewis era lo esencial del enlace para obtener la estructura de gas noble, por tanto se puede afirmar que la teoría del enlace covalente se debe a Lewis y Langmuir; pronto se aplicó en la química orgánica, reemplazando las líneas de las fórmulas de Kekulé por un par de electrones compartidos. Posteriormente el inglés Nevil Vincent Sidgwick (1873-1952) amplió el concepto de covalencia a los compuestos inorgánicos, introduciendo la noción de enlace covalente coordinado, la cual jugó un importante papel en la química de los compuestos complejos o de coordinación.

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2.2. La aportación cuántica

La idea de estos químicos, muy simples y cualitativas, fueron desarrolladas antes del advenimiento de la mecánica cuántica. En 1927, un año después de la publicación de la ecuación de Schrödinger, se aplicó ésta a los electrones implicados en la formación de enlaces covalentes para buscar las estructuras electrónicas de energía mínima. Como la ecuación de Schrödinger no puede resolverse exactamente para sistemas de más de un electrón, surgieron dos métodos aproximados generales para tratar el enlace químico. El primero de ellos, el de los electrones de valencia, introducido por W. Heitler y F. Londón en 1927 sirvió para que calcularon la fuerza del enlace en la molécula del hidrógeno. Posteriormente Linus Pauling y J. C. Slater extendieron sus ideas hasta elaborar la teoría general del enlace químico conocida como teoría del enlace de valencia o teoría HLSP, en honor de Heitler, London, Slater y Pauling. En 1928 apareció el método de orbitales moleculares de Robert Sanderson Mulliken, F. Hund y J. F. Lenard-Jones.

 

En cualquier caso, ambos métodos pueden considerarse complementarios, pues cada uno falla donde el otro alcanza sus mejores resultados. No obstante, la mayor parte de los cálculos moleculares cuantitativos se hacen en la actualidad empleando el método de orbitales moleculares, ya que, a efectos de cálculo, es más sencillo que el método de enlace de valencia, y el uso de ordenadores digitales ha hecho posible el cálculo de funciones orbitales moleculares muy precisas y abordar el estudio de estructuras moleculares muy complicadas.

 

Por otro lado, el descubrimiento de la difracción de rayos X por los cristales por el alemán Laue en 1912 y el subsiguiente desarrollo de la determinación de estructuras cristalinas por la familia Braag, condujo a una teoría muy satisfactoria del enlace en compuestos ionicos o electrovalentes, en base a interacciones electrostáticas entre iones cargados. En 1918 Max Born y Alfred Landé dedujeron una expresión para calcular teóricamente las energías de red en la formación de los compuestos iónicos, y al año siguiente Born y Fritz Haber propusieron el ciclo que lleva el nombre de ambos para calcular energías de red o, alternativamente, electroafinidades.

 

Los trabajos de Peter Debye (1884-1966) sobre momentos dipolares y la teoría de la resonancia de Linus Pauling han contribuido, junto a otras aportaciones menos relevantes de otros científicos, a establecer la existencia de enlaces intermedios y a aclarar su naturaleza.

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2.3. Un enlace peculiar: El enlace metálico

La estructura del denominado enlace metálico nació como entidad aparte, al no poderse aplicar a los metales el enlace covalente ni el iónico. La teoría más sencilla del enlace metálico fue introducida por Drude a principios de siglo y recibió el nombre de teoría del electrón libre o del mar de electrones. Posteriormente con la aplicación de la mecánica estadística, el modelo fue adquiriendo complejidad matemática, aplicándose la estadística de distribución de Fermi-Dirac a los electrones por primera vez en 1928 por Sommerfeld. Posteriormente surgió la teoría de bandas, más amplia que la anterior al permitir realizar un estudio general del estado sólido y explicar las propiedades particulares de los metales y no metales sólidos. Esta teoría se basa en la existencia de bandas electrónicas dadas por las funciones introducidas por Félix Bloch y en el uso del potencial dado por Kronig y Penney en 1930 para poder integrar la ecuación de Schrödinger. El gran éxito de esta teoría fue el dar una explicación satisfactoria de las propiedades conductoras de las sustancias solidas, clasificándolas en conductoras, semiconductoras y aislantes, lo cual fue de vital importancia para el conocimiento, fabricación y utilización de los sistemas semiconductores en la industria de la electrónica.

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1. OBJETIVOS DIDÁCTICOS | 2. ANTECEDENTES HISTÓRICOS | 3. ALGUNAS DEFINICIONES | 4. TIPOS DE ENLACE | 5. EJERCICIOS | 6. APÉNDICE