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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