Enllaç (química)

Enllaç (química)

Enllaç iònic del clorur de sodi, a on sodi dona el seu electró de valència al clor per a abdós tindre 8 electrons de valència.

En química, un enllaç és el procés químic generat per les interaccions atractives entre àtoms i molècules, i que conferix estabilitat als composts químics diatómicos i poliatómicos. L'explicació de tals forces atractives és un àrea complexa que està descrita per les lleis de la química quàntica.

És la força existent entre els àtoms una volta que s'ha format un sistema estable.

Les molèculas, cristals, metals i gasos diatómicos (que formen la major part de l'ambient físic que nos rodeja) estan units per enllaços químics, que determinen les propietats físiques i químiques de la matèria.

Les càrregues opostes s'atrauen perque en estar unides adquirixen una situació més estable que quan estaven separades. Esta situació de major estabilitat sol donar-se quan el número d'electrons que posseïxen els àtoms en el seu últim nivell és igual a huit, estructura que coincidix en la dels gasos nobles ya que els electrons que orbitan el núcleu estan carregats negativament, i que els protones en el núcleu ho estan positivament, la configuració més estable del núcleu i els electrons és una en la que els electrons passen la major part del temps «entre» els núcleus, que en un atre lloc de l'espai. Estos electrons fan que els núcleus s'atraguen mútuament.

Teoria de l'enllaç químic

En la visió simplificada del denominat enllaç covalente, un o més electrons (freqüentment un parell d'electrons) són duts a l'espai entre els dos núcleus atòmics. Ahí, els electrons negativament carregats són atrets a les càrregues positives de abdós núcleus, en lloc de solament el seu propi núcleu. Açò venç a la repulsió entre els dos núcleus positivament carregats dels dos àtoms, i esta atracció tan gran manté als dos núcleus en una configuració d'equilibri relativament fixa, encara que encara vibraran en la posició d'equilibri. En resum, l'enllaç covalente involucra la compartición d'electrons en els que els núcleus positivament carregats de dos o més àtoms atrauen simultàneament als electrons negativament carregats que estan sent compartits. En un enllaç covalente polar, un o més electrons són compartits inequitativamente entre dos núcleus.

En una visió simplificada d'un enllaç iònic, l'electró d'enllaç no és compartit, sino que és transferit. En este tipo de lligam, l'orbital atòmic més extern d'un àtom té un lloc lliure que permet l'adició d'un o més electrons. Estos electrons recentment agregats ocupen potencialment un estat de menor energia (més prop al núcleu per l'alta càrrega nuclear efectiva) de lo que experimenten en un tipo diferent d'àtom. En conseqüència, un núcleu oferix una posició de més forta unió a un electró de lo que ho fa l'atre núcleu. Esta transferència ocasiona que un àtom assumixca una càrrega neta positiva, i que l'atre assumixca una càrrega neta negativa. Llavors, el enllaç resulta de l'atracció electrostàtica entre els àtoms, i els àtoms es constituïxen en ionés de càrrega positiva o negativa.

Tots els enllaços poden ser explicats per la teoria quàntica, pero, en la pràctica, algunes regles de simplificació els permeten als químics predir la força d'enllaç, direccionalidad i polaridad dels enllaços. La regla de l'octet i la (TREPEV) teoria de repulsió de parells d'electrons de la capa de valència són dos eixemples.

Existixen teories més sofisticades, com la teoria de l'enllaç de valència, que inclou la hibridació de orbitales i la resonància, i el método de combinació llineal de orbitales atòmics dins de la teoria dels orbitales moleculars, que inclou a la teoria del camp dels ligantes. l'electrostàtica és usada per a descriure polaridades d'enllaç i els efectes que eixercix en les substàncies químiques.

Història del concepte de «enllaç»

Les primeres especulacions respecte a la naturalea del enllaç químic són tan primerenques com en el XII. Se suponia que certs tipos d'espècies químiques estaven unides entre sí per un tipo d'afinitat química.

En 1704, Isaac Newton va esbossar la seua teoria d'enllaç atòmic, en "Query 31" del seu llibre Opticks, a on els àtoms s'unixen uns a uns atres per alguna «força». Específicament, despuix d'investigar vàries teories populars, en voga en aquell temps, de cóm els àtoms es podia unir uns a uns atres, per eixemple, «àtoms enganchats», «àtoms pegats uns a uns atres per repòs», o «units per moviments conspirantes», Newton va senyalar lo que inferiría posteriorment a partir de la seua cohesió que:

Les partícules s'atrauen unes a atres per alguna força, que en contacte immediat és excessivament gran, a distàncies chicotetes eixerciten operacions químiques i el seu efecte deixa de sentir-se no llunt de les partícules.

En 1819, a raïl de l'invenció de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius va desenrollar una teoria de combinació química, introduint indirectament el caràcter electropositivo i electronegativo dels àtoms combinantes. A mitan de el XIX, Edward Frankland, F. A. Kekule, A. S. Couper, A. M. Butlerov i Hermann Kolbe, ampliant la teoria de radicals, varen desenrollar la teoria de valència, originalment cridat «poder combinante» que els composts es mantenia units per l'atracció entre pols positiu i negatiu. En 1916, el químic Gilbert N. Lewis va desenrollar el concepte d'enllaç de parell d'electrons, en el que dos àtoms poden compartir un i sis electrons, formant l'enllaç d'un sol electró, enllaç simple, enllaç doble, o enllaç triple:

En les pròpies paraules de Lewis:

Un electró pot formar part de les envoltura de dos àtoms diferents i no pot dir-se que pertanyga a un simplement o exclusivament.

El mateix any, Walther Kossel va llançar una teoria similar a la de Lewis, en la diferència de que el seu model assumia una transferència completa d'electrons entre els àtoms, en lo que era un model d'enllaç iònic. Tant Lewis i Kossel varen estructurar els seus models d'enllaç a partir de la regla de Abegg (1904).

En 1927, el físic danés Oyvind Burrau va derivar la primera descripció quàntica matemàticament completa d'un enllaç químic simple, el produït per un electró en el ion d'hidrogen molecular (dihidrogenilio), H₂⁺. Este treball va mostrar que l'aproximació quàntica als enllaços químics podrien ser correctes fonamental i cualitativamente, pero els métodos matemàtics usats no podrien estendre's a molècules que contingueren més d'un electró. Una aproximació més pràctica, encara que menys quantitativa, va ser publicada en el mateix any per Walter Heitler i Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ara es denomina teoria de l'enllaç de valència. En 1929, sir John Lennard-Jones va introduir el método de combinació llineal de orbitales atòmics (CLOA o dins de la teoria de orbitales moleculars, sugerint també métodos per a derivar les estructures electròniques de molècules de F₂ (flúor) i les molècules d'O₂ (oxigen), a partir de principis quàntics bàsics. Esta teoria d'orbital molecular va representar un enllaç covalente com un orbital format per combinació dels orbitales atòmics de la mecànica quàntica de Schrödinger que havien segut hipotetizados pels electrons en àtoms solitaris. Les equacions per als electrons d'enllaç en àtoms multielectrónicos no podrien ser resolts en perfecció matemàtica (açò és, analíticamente), pero les aproximacions per a ells encara produïxen moltes prediccions i resultats qualitatius bons. Molts càlculs quantitatius en química quàntica moderna usen tant les teories de orbitales moleculars o d'enllaç de valència com a punt de partida, encara que una tercera aproximació, la teoria del funcional de la densitat, s'ha estat fent més popular en anys recents.

En 1935, H. H. James i A. S. Coolidge varen portar a terme un càlcul sobre la molècula de dihidrógeno que, a diferència de tots els càlculs previs que usaven funcions solament de la distància dels electrons a partir del núcleu atòmic, va usar funcions que només adicionaban explícitament la distància entre els dos electrons. En 13 paràmetros ajustables, ells obtenen el resultat molt propenc al resultat experimental per a l'energia de dissociació d'enllaç. Posteriors extensions varen usar fins a 54 paràmetros i produïxen gran concordancia en els experiments. Este càlcul va convéncer a la comunitat científica que la teoria quàntica podria concordar en els experiments. No obstant, esta aproximació no té relació física en la teoria d'enllaç de valència i orbitales moleculars i és difícil d'estendre a molècules més grans.

Teoria d'enllaç de valència

Artícul principal → Teoria de l'enllaç de valència.

En l'any 1927, la teoria d'enllaç de valència va ser formulada, argumentant essencialment que l'enllaç químic es forma quan dos electrons de valència, en els seus respectius orbitales atòmics, treballen o funcionen per a mantindre els dos núcleus junts, en virtut a los efectos de disminució d'energia del sistema. En 1939, a partir d'esta teoria, el químic Linus Pauling va publicar lo que alguns consideren un dels llibres més importants en l'història de la química: Sobre la naturalea de l'enllaç químic. En este document, prenent en conte els treballs de Lewis, la teoria de l'enllaç de valència (TEV) de Heitler i London, aixina com el seu propi treball preliminar, va presentar sis regles per a la lligam d'electrons compartits, encara que les tres primeres ya eren conegudes genèricament:

1. L'enllaç de parell d'electrons a través de l'interacció d'un electró desapareado de cada u de dos àtoms.

2. El spin dels electrons involucrats en l'enllaç, tenen que ser oposts.

3. Una volta apareados, els dos electrons no poden formar part d'enllaços adicionals.

Els seus tres últimes regles eren noves:

4. Els térmens d'intercanvi d'electrons per a formar l'enllaç involucra solament una funció d'ona de cada àtom.

5. Els electrons disponibles en el menor nivell d'energia formen els enllaços més forts.

6. De dos orbitales en un àtom, el que puga solaparse en major proporció en un orbital d'un atre àtom formarà l'enllaç més fort, i esta lligam tendirà a orientar-se en la direcció del orbital més concentrat.

A partir d'este artícul, Pauling publicaria en 1939 un llibre de text, Sobre la Naturalea de l'Enllaç Químic, que vindria a ser cridat per alguns com la «bíblia» de la química moderna. Este llibre va ajudar als químics experimentals a entendre l'impacte de la teoria quàntica sobre la química. No obstant, l'edició posterior de 1939 va fallar en explicar adequadament els problemes que semblaven ser més cognoscibles per la teoria de orbitales moleculars. L'impacte de la teoria de l'enllaç de valència va declinar durant la década de 1960 i 1970 a la parell en el creiximent en popularitat de la teoria de orbitales moleculars, que estava sent implementada en molts programes de grans ordenadors. A partir de la década de 1960, els problemes més difícils de l'implementació de la teoria de l'enllaç de valència en programes de computadores havien segut majorment resolts i la teoria de l'enllaç de valència va vore un resorgiment.

Teoria dels orbitales moleculars

Artícul principal → Teoria dels orbitales moleculars.

Archiu:Boron-trifluoride- caps block 36 -minus-5-Spartan-3D-balls.png

Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, en la molècula de trifluoruro de bor, calculat usant Spartan.

La teoria dels orbitales moleculars (TOM) usa una combinació llineal d'orbitales atòmics per a formar orbitales moleculars, que comprenen la molècula sancera. Estos orbitales són dividits freqüentment en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, i orbitales de no enllaç. Un orbital molecular és simplement un orbital de Schrödinger que inclou varis, pero freqüentment solament dos, núcleus. Si este orbital és del tipo en que els electrons tenen una major provabilitat d'estar entre els núcleus que en qualsevol atre lloc, el orbital serà un orbital enlazante, i tendirà a mantindre els núcleus prop. Si els electrons tendixen a estar presents en un orbital molecular en que passen la major part del temps en qualsevol lloc llevat entre els núcleus, el orbital funcionarà com un orbital antienlazante, i realment debilitarà l'enllaç. Els electrons en orbitales no enlazantes tendixen a estar en orbitales profunts (prop dels orbitales atòmics) associats casi enterament o en un núcleu o en un atre i llavors passaran igual temps entre els núcleus i no en eixe espai. Estos electrons no contribuïxen ni detractan la força de l'enllaç.

El model d'enllaç

A pesar de que tots els electrons d'un àtom giren al voltant del seu núcleu, solament els electrons de valència giren més llunt d'ell, mentres més alluntats del núcleu es troben, més possibilitats tindrà eixe àtom d'interactuar en electrons d'un atre.

Els electrons de valència interaccionen de distintes formes, ya que depenen de les característiques de l'atre àtom en el que puga conjuntarse. Alguns àtoms cedixen els seus electrons a un atre per a conseguir el seu equilibri, uns atres els guanyen i a voltes també els compartixen. Per eixemple, en el fluorur de liti (LiF), un dels àtoms (el liti) dona el seu electró de valència, mentres que el flúor ho rep. D'esta forma es formen ions, àtoms en càrrega neta, positius (Li+) i negatius (F-).

La representació de Lewis es caracterisa per ilustrar els símbols dels elements i els electrons de valència que hi ha al voltant d'ells com a punts o taches. Per a interpretar la simbologia de l'aigua en la representació de Lewis, cal saber que cada u dels dos àtoms d'hidrogen només conta en un electró de valència que poden ser representats en un punt; mentres que l'àtom d'oxigen té huit electrons dels quals sis són de valència i es poden representar en taches per a diferenciar-los dels electrons de valència de l'hidrogen.

La majoria dels àtoms s'unixen compartint electrons per mig d'un, dos o fins a tres parells. Per a no colocar tants punts, cada parell compartit es representa com una llínea (H-O-H). De la mateixa manera, casi tots els àtoms mostren una tendència a perdre, guanyar o compartir un número d'electrons necessaris per a completar huit electrons de valència (regla de l'octet), tal com ho fa l'oxigen en la molècula de l'aigua. Per un atre costat, únicament l'hidrogen completa dos, per lo que es diu que ha format la regla del duo al sol tindre com a màxim dos electrons.

Comparació de les teories de l'enllaç de valència i dels orbitales moleculars

En alguns aspectes, la teoria de l'enllaç de valència és superior a la teoria de orbitales moleculars. Quan s'aplica a la molècula més simple de dos electrons, H₂, la teoria de l'enllaç de valència, inclús al nivell més simple de l'aproximació de Heitler-London, produïx una aproximació més propenca a l'energia d'enllaç, i proveïx una representació més exacta del comportament dels electrons en formar-se i trencar-se els enllaços químics. En contrast, la teoria de orbitales moleculars simple prediu que la molècula d'hidrogen es disocia en una superposició llineal d'àtoms d'hidrogen, i ions positius i negatius d'hidrogen, un resultat completament contrari a l'evidència física. Açò explica en part per qué la curva d'energia total versus la distància interatómica del método de orbitales de valència yacer per damunt de la curva del método de orbitales moleculars a totes les distàncies i, més particularment, per a distàncies molt més grans. Esta situació sorgix per a totes les molècules diatómicas homonucleares i és particularment un problema per al F₂, per al que l'energia mínima de la curva en la teoria de orbitales moleculars és encara major en energia que l'energia dels dos àtoms de flúor no enllaçats.

Els conceptes d'hibridació són versàtils, i la variabilitat en l'enllaç en molts composts orgànics és tan modesta que la teoria de l'enllaç permaneix com una part integral del vocabulari del químic orgànic. No obstant, el treball de Friedrich Hund, Robert Mulliken, i Gerhard Herzberg va mostrar que la teoria de orbitales moleculars proveïx una descripció més apropiada de les propietats espectroscópicas, magnètiques i de ionisació de les molècules. Les deficiències de la teoria de l'enllaç es varen fer aparents quan les molècules hipervalentes (per eixemple, el PF₅) varen ser explicades sense l'us dels orbitales "d" que eren crucials en l'esquema d'enllaç basat en hibridació, propost per a tals molècules per Pauling. Els complexos metàlics i composts deficients en electrons (com el diborano) també varen resultar ser millor descrits per la teoria de orbitales moleculars, encara que també s'han fet descripcions usant la teoria de l'enllaç de valència.

En la década de 1930, els dos métodos competien fortament fins que es va observar que abdós eren aproximacions a una teoria millor. Si es pren l'estructura d'enllaç de valència simple i es mescla en totes les estructures covalente i iòniques possibles que sorgixen d'un joc particular de orbitales atòmics, s'aplega a lo que es diu la funció d'ona d'interacció de configuració completa. Si es pren la descripció de orbital molecular simple de l'estat fonamental i es combina dita funció en les funcions que descriuen tots els estats excitats possibles usant els orbitales no ocupats que sorgixen del mateix joc de orbitales atòmics, també s'aplega a la funció d'ona d'interacció de configuració completa. Pot vore's que l'aproximació de orbital molecular simple dona massa pes les estructures iòniques, mentres que l'aproximació d'enllaç de valència simple li dona massa poc. Açò pot ser descrit dient que l'aproximació de orbitales moleculars simple és massa deslocalizada, mentres que l'aproximació d'enllaços de valència és massa localisat.

Estes dos aproximacions són ara observades com a complementàries, cada una proveint les seues pròpies perspectives en el problema de l'enllaç químic. Els càlculs moderns en química quàntica generalment escomencen a partir de (pero finalment van més allà) un orbital molecular en lloc d'una aproximació d'enllaç de valència, no per algun tipo de superioritat intrínseca de la segona, sino perque l'aproximació de orbitales moleculars és molt més ràpidament adaptable a computació numèrica. No obstant, ara hi ha millors programes d'enllaç de valència disponibles.

Tipos

Llongituts d'enllaç típiques, en pm, i energia d'enllaç en kJ/mol. Informació recopilada de [1].
Enllace	Llongitut (pm)	Energia (kJ/mol)
H — Hidrogen
H–H	74	436
H–C	109	413
H–N	101	391
H–O	96	366
H–F	92	568
H–Cl	127	432
H–Br	141	366
C — Carbono
C–H	109	413
C–C	154	348
C=C	134	614
C≡C	120	839
C–N	147	308
C–O	143	360
C–F	135	488
C–Cl	177	330
C–Br	194	288
C–I	214	216
C–S	182	272
N — Nitrogen
N–H	101	391
N–C	147	308
N–N	145	170
N≡N	110	945
O — Oxigen
O–H	96	366
O–C	143	360
O–O	148	145
O=O	121	498
F, Cl, Br, I — Halógenos
F–h	92	568
F–F	142	158
F–C	135	488
Cl–H	127	432
Cl–C	177	330
Cl–Cl	199	243
Br–H	141	366
Br–C	194	288
Br–Br	228	193
I–H	161	298
I–C	214	216
I–I	267	151
S — Sofre
C–S	182	253

Estos enllaços químics són forces intramoleculares, que mantenen als àtoms units en les molècules. En la visió simplista de l'enllaç localisat, el número d'electrons que participen en un enllaç (o estan localisats en un orbital enlazante), és típicament un número par de dos, quatre, o sis, respectivament. Els número par són comuns perque les molècules solen tindre estats energètics més baixos si els electrons estan apareados. Teories d'enllaç substancialment més alvançades han mostrat que la força d'enllaç no és sempre un número entero, depenent de la distribució dels electrons a cada àtom involucrat en un enllaç. Per eixemple, els àtoms de carbono en el benceno estan conectats als veïns immediats en una força aproximada d'1.5, i els dos àtoms en l'òxit nítric no estan conectats en aproximadament 2.5. l'enllaç cuádruple també són ben coneguts. El tipo d'enllaç fort depén de la diferència en electronegatividad i la distribució dels orbitales electrònics disponibles als àtoms que s'enllacen. A major diferència en electronegatividad, en major força serà un electró atret a un àtom particular involucrat en l'enllaç, i més propietats «iòniques» tindrà l'enllaç («iònic» significa que els electrons de l'enllaç estan compartits inequitativamente), estos enllaços són freqüents entre àtoms que s'ubiquen a l'esquerra de la taula periòdica (baixa electronegatividad) i àtoms que es troben a la dreta de la taula periòdica (més electronegativos), perque permet la transferència d'electrons de valència produint ions. A menor diferència d'electronegatividad, majors propietats covalente (compartición completa) de la lligam, generalment entre àtoms veïns de la taula periòdica.

Els àtoms enllaçats d'esta forma tenen càrrega elèctrica neutra, per lo que l'enllaç es pot cridar no polar.

Eixemple:

• Na - Cl $⟶$ Enllaç iònic
• O - O $⟶$ Enllaç covalente no polar
• C - O $⟶$ Enllaç covalente polar

Els enllaços covalente poden ser simples (H - H) quan es compartix un sol parell d'electrons, dobles (O = O) en compartir dos parells d'electrons, triples quan compartixen tres tipos d'electrons, o cuádruples quan compartixen quatre tipos d'electrons.

Els enllaços covalente no polars es formen entre àtoms iguals, no hi ha variació en l'número. Els enllaços covalente polars es formen en àtoms distints en gran diferència d'electronegatividad. La molècula és eléctricamente neutra, pero no existix simetria entre les càrregues elèctriques originant la polaridad, un extrem es caracterisa per ser electropositivo i l'atre electronegativo.

Enllaç covalente

Artícul principal → Enllaç covalente.

L'enllaç covalente polar és intermediado en el seu caràcter entre un enllaç covalente i un enllaç iònic. Els enllaços covalente polars es formen en àtoms distints en gran diferència d'electronegatividad. La molècula és eléctricamente neutra, pero no existix simetria entre les càrregues elèctriques originant la polaridad, un extrem es caracterisa per ser electropositivo i l'atre electronegativo.

Els enllaços covalente poden ser simples quan es compartix un sol parell d'electrons, dobles en compartir dos parells d'electrons, triples quan compartixen tres parells d'electrons, o cuádruples quan compartixen quatre parells d'electrons.

La diferència entre enllaç simple doble i triple residix que en un enllaç simple els àtoms estan més alluntats, lo que fa a l'enllaç més dèbil (menor energia) pel contrari en un triple els àtoms estan més prop que en el simple, açò fa a l'enllaç més energètic i més fort per lo tant més energètic.

.Els enllaços covalente no polars (0 o menor que 0,4) es formen entre àtoms iguals, no hi ha variació en l'número. Els àtoms enllaçats d'esta forma tenen càrrega elèctrica neutra.

En atres paraules, l'enllaç covalente és l'unió entre àtoms en a on es dona un compartimiento d'electrons, els àtoms que formen este tipo d'enllaç són de caràcter no metàlic. Les molècules que es formen en àtoms iguals (mononucleares) presenten un enllaç covalente pero en a on la diferència d'electronegatividad és nula.

Es presenta entre els elements en poca diferència d'electronegatividad (< 1.7), és dir propencs en la taula periòdica dels elements químics o be, entre el mateix element per a formar molècules diatómicas.

Un enllaç covalente és l'unió química entre un element no metàlic en un atre no metàlic. Dins d'estos es pot trobar una classificació segons el tipo de lligam; existint l'enllaç senzill (en el qual compartix un sol parell d'electrons); eixemple del mateix es troba la molècula d'àcit clorhídric; el segon és l'enllaç doble (en el qual es compartixen dos parells d'electrons); sent eixemple d'això la molècula de diòxit de carbono; l'últim cas representa lo que es definix com a enllaç triple (en el qual es compartixen tres parells d'electrons); sent eixemple d'això la molècula diatómica de nitrogen. Dins de les seues propietats es troben: varietat en els seus punts d'ebullició i fusió; geometria moleculars definides. polaridad de l'enllaç per electronegatividad que diferixen la càrrega elèctrica parcial de l'àtom enllaçat. Es poden trobar com a enllaç covalente pur o homopolar (unió de dos o més àtoms del mateix element) sent eixemple O₂; com a enllaç covalente polar o heteropolar (unió entre dos no metals diferents) eixemple d'això H₂O; per últim l'covalente coordinat (en la que un àtom es coordina per a completar el seu octet) sent eixemple l'H₂SO4.

Enllaç iònic o electrovalente

Artícul principal → Enllaç iònic.

L'enllaç iònic és un tipo d'interacció electrostàtica entre àtoms que tenen una gran diferència d'electronegatividad. No hi ha un valor precís que distinguixca la ionicidad a partir de la diferència d'electronegatividad, pero una diferència sobre 2.0 sol ser iònica, i una diferència menor a 1.7 sol ser covalente. En poques paraules, un enllaç iònic és aquell en el que els elements involucrats accepten o perden electrons (es dona entre un catión i un anión) o dit d'una atra manera, és aquell en el que un element que té més electronegatividad s'atrau en els elements de menor electronegatividad. L'enllaç iònic implica la separació en ionés positius i negatius. Les càrregues iòniques solen estar entre –3i a +3i, este tipo d'enllaç és freqüent entre àtoms dels grups IA, IIA, IIIA que perden electrons (Cationes) i àtoms dels grups VA, VIA, VIIA que guanyen electrons (aniones).

Eixemple:

L'unió entre el sodi i el clor, és un enllaç iònic a on el sodi pert 1 electron de l'últim nivell d'energia (3s) i el clor guanya eixe electró, completant 8 electrons en l'últim nivell d'energia.

Na = $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^1$ pert un electró $N{a}^{+}1$ (catión)

Cl = $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^5$ gana un electró $C{l}^{-}1$ (anión)

Enllaç covalente coordinat o dativo

Artícul principal → Enllaç de coordinació.

L'enllaç covalente coordinat, algunes voltes referit com a enllaç dativo, és un tipo d'enllaç covalente, en el que els electrons d'enllaç s'originen solament en un dels àtoms, el donant de parells d'electrons, o base de Lewis, pero són compartits aproximadament per igual en la formació de l'enllaç covalente. Este concepte està caent en desús a mida que els químics es pleguen a la teoria de orbitales moleculars. Alguns eixemples d'enllaç covalente coordinat existixen en nitronas i el borazano. L'apany resultant és diferent d'un enllaç iònic en que la diferència d'electronegatividad és menuda, resultant en una covalencia. Se solen representar per fleches, per a diferenciar-los d'atres enllaços. La flecha mostra el seu cap dirigit a l'acceptor d'electrons o àcit de Lewis, i la coa a la base de Lewis. Este tipo d'enllaç es veu en el ion amoni i en els complexos químics, a on un àtom central (per lo general un catión metàlic) està unit atres molècules denominades ligandos.

Enllaços d'un i tres electrons

Els enllaços en un o tres electrons poden trobar-se en espècies radicals, que tenen un número impar d'electrons. L'eixemple més simple d'un enllaç d'un electró es troba en el catión hidrogen molecular, H₂⁺. Els enllaços d'un electró solen tindre la mitat d'energia d'enllaç d'una lligam de 2 electrons i, en conseqüència, se'ls crida "mijos enllaços". No obstant, hi ha excepcions: en el cas del dilitio, l'enllaç és realment més fort per a l'Li₂⁺ d'un electró, que per a l'Li₂ de dos electrons. Esta excepció pot ser explicada en térmens d'hibridació i efectes de capes internes.

L'eixemple més simple d'enllaç de tres electrons pot trobar-se en el catión d'heli dimérico, He₂⁺, i pot ser considerat també mig enllaç perque, en térmens de orbitales moleculars, el tercer electró està en un orbital antienlazante que cancela la mitat de l'enllaç format pels atres dos electrons. Un atre eixemple d'una molècula contenint un enllaç de tres electrons, ademés de lligam de dos electrons, és l'òxit nítric, NO. La molècula d'oxigen, O₂, també pot ser vista com si tinguera dos enllaços de 3-electrons i un enllaç de 2-electrons, lo que justifica el seu paramagnetisme i el seu orde formal d'enllaç de 2.

Les molècules en número impar d'electrons solen ser altament reactives. Este tipo d'enllaç solament és estable entre àtoms en electronegatividad similars.

Enllaços flexionados

Els enllaços flexionados, també coneguts com a enllaços banana, són enllaços en molècules tensionadas o impedides estéricamente que els seus orbitales d'enllaços estan forçats en una forma com de banana. Els enllaços flexionados són més susceptibles a les reaccions que els enllaços ordinaris. L'enllaç flexionado és un tipo d'enllaç covalente la disposició geomètrica del qual té certa semblança en la forma d'una banana. L'enllaç doble entre carbono es forma gràcies al traslape de dos orbitales híbrits sp3. Com estos orbitales no es troben exactament un front a un atre, al hibridarse adquirixen la forma de la banana.

Enllaces 3c-2i i 3c-4i

En l'enllaç de tres centres i dos electrons ("3c-2i"), tres àtoms compartixen dos electrons en un enllaç. Este tipo d'enllaç es presenta en composts deficients en electrons, com el diborano. Cada enllaç d'ells (2 per molècula en el diborano) conté un parell d'electrons que conecta als àtoms de bor entre sí, en un àtom d'hidrogen en el mig de l'enllaç, compartint els electrons en els àtoms de bor.

l'enllaç de tres centres i quatre electrons ("3c-4i") explica l'enllaç en molècules hipervalentes. En certs composts aglomerados, s'ha postulat l'existència d'enllaces de quatre centres i dos electrons.

En certs sistemes conjugats π (pi), com el benceno i atres composts aromàtics, i en rets conjugades sòlides com el grafit, els electrons en el sistema conjugat d'enllaços π estan dispersos sobre tants centres nuclears com existixquen en la molècula o la ret.

Enllaç aromàtic

En molts casos, l'ubicació dels electrons no pot ser simplificada a simples llínees (lloc per a dos electrons) o punts (un sol electró). En composts aromàtics, els enllaços que estan en anells plans d'àtoms, la regla de Hückel determina si l'anell de la molècula mostrarà estabilitat adicional.

En el benceno, el compost aromàtic prototípico, 18 electrons d'enllaç manté units a 6 àtoms de carbono per a formar una estructura d'anell pla. l'orde d'enllaç entre els diferents àtoms de carbono resulta ser idèntic en tots els casos des del punt de vista químic, en una valor equivalent d'aproximadament 1.5.

En el cas dels aromàtics heterocíclics i bencenos substituïts, les diferències d'electronegatividad entre les diferents parts de l'anell poden dominar sobre el comportament químic dels enllaços aromàtics de l'anell, que d'una atra formar seria equivalent.

Enllaç metàlic

En un enllaç metàlic, els electrons d'enllaç es troben situats en una estructura d'àtoms. En contrast, en els composts iònics, l'ubicació dels electrons enlazantes i les seues càrregues són estàtiques. Per la deslocalisació o el lliure moviment dels electrons, es tenen les propietats metàliques de conductivitat, ductilitat i durea. L'enllaç metàlic és similar a l'iònic; no obstant, el primer és més compacte que el segon, ya que el número d'àtoms que rodegen a cada u d'ells és major.

En base en l'estructura de l'enllaç metàlic és possible identificar les propietats més característiques dels metals, tals com la seua conductivitat elèctrica i calorífica (conductivitat), la capacitat per a estendre's en fils molt fins (ductilitat) , la capacitat per a obtindre làmines fines (maleabilidad), densitat elevades, punts de fusió alts... etc.

El model més senzill d'enllaç metàlic es basa en una de les propietats característiques dels metals: la seua baixa electronegatividad (cedixen electrons en facilitat). Aixina que, l'enllaç metàlic podem descriure-ho com una distribució molt ordenada i compacta de ions positius del metal (ret metàlica) entre els quals es distribuïxen els electrons perduts per cada àtom a modo de «núvol electrònic». És important observar que els electrons poden circular lliurement entre els cationes, no estan lligats (subjectes) als núcleus i són compartits per tots ells. Este núvol electrònic fa de «matalaf» entre les càrregues positives impedint que es repelixquen, al mateix temps que mantenen units els àtoms del metal.

Característiques principals dels metals:

• Sòlits a temperatura ambiente (a excepció del mercuri) de densitat elevada.
• La ret metàlica és una estructura molt ordenada (típica dels sòlits) i compacta (en els ions molt ben empaquetats, molt junts, densitat alta)
• Temperatures de fusió i ebullició altes.
• Bons conductors de la calor i l'electricitat.
• Ductilitat i maleabilidad, per la possibilitat de que les capes de ions es poden esgolar unes sobre atres sense que es trenque la ret metàlica.

Teoria de la mar d'electrons.

Els metals són propensos a perdre els seus electrons per la seua baixa energia de ionisació, és possible prendre en consideració a un àtom metàlic com un catión unit a l'electró de valència que podria perdre. En un metal tenim moltíssims àtoms units entre sí. Llavors, podem considerar a un metal com un conjunt de cationes metàlics immersos en una mar d'electrons de valència deslocalizados. L'atracció electrostàtica entre càrrega positiva (del catión) i negativa (de l'electró) manté fortament units a tots els àtoms del metal.

El model de la mar d'electrons desenrolla de manera senzilla les propietats dels metals. Per eixemple: La ductilitat i maleabilidad ocorre degut a que la deslocalisació d'electrons ocorre en totes les direccions a manera de capes.